Acétate de cuivre

	Acétate de cuivre
Identification
No CAS	anhydre 142-71-2 ; monohydrate 6046-93-1
No ECHA	100.005.049
No CE	205-553-3
Apparence	anhydre : vert à bleu-vert, ; monohydrate : cristaux incolores
Propriétés chimiques
Formule	C4H6CuO4 [Isomères]; Cu2(OAc)4 ; Cu(CH3COO)2
Masse molaire	181,634 ± 0,008 g/mol ; C 26,45 %, H 3,33 %, Cu 34,99 %, O 35,23 %,
Propriétés physiques
T° fusion	monohydrate 115 °C
T° ébullition	décomposition
Solubilité	monohydrate : 72 g·L-1 dans l'eau à 20 °C. ; Peu soluble dans l'alcool
Masse volumique	monohydrate 1,88 g·cm-3
Précautions
SGH
	; AttentionH302
Directive 67/548/EEC
	; Xn ; Phrases R : 22, ; Phrases S : 36,
	Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
	modifier

L'acétate de cuivre(II), autrefois appelé « verdet » pour sa couleur à l'état anhydre, est un composé chimique ou sel de cuivre au degré d'oxydation II, de formule brute Cu₂(OAc)₄ où (AcO⁻) représente l'anion acétate (CH₃CO₂⁻). La forme hydratée de l'acétate de cuivre forme, elle, un dimère de formule Cu₂(OAc)₄(H₂O)₂.

Autres noms

L'acétate de cuivre ou acétate de cuivre(II) peut dans la pratique se nommer :

Acétate cuivrique
Acétate cuivrique anhydre
Diacétate de cuivre
Acétate cuprique
Acétate de cuivre (II) anhydre
ou, anciennement, verdet.

Propriétés physiques et chimiques

L'acétate de cuivre est un solide cristallin vert foncé, alors que l'acétate de cuivre hydraté Cu₂(OAc)₄(H₂O)₂, qui est un autre corps chimique, est nettement plus vert-bleu ou bleu-vert.

Ces deux corps chimiques mis en solutions aqueuses concentrées apportent une couleur vert-bleu^[2].

L'acétate de cuivre donne par distillation en milieu acide en présence de charbon actif le corps simple cuivre métal et un "sublimé d'acétate cuivreux".

Structure

L'acétate de cuivre hydraté adopte une structure en « roue à aubes » que l'on rencontre aussi chez les tétraacetétes de Rh(II) et Cr(II) ^[3]^,^[4]. Un atome d'oxygène de groupe acétate est lié a un atome de cuivre formant une liaison de 197 pm. Deux ligands d'eau complètent la sphère de coordination, avec une distance Cu–O de 220 pm. Les deux atomes de cuivre pentacoordinés sont séparés par une distance de 262 pm, proche de la distance Cu–Cu dans le cuivre métallique^[5]. les deux centres de cuivre interagissent, ce qui réduit le moment magnétique, si bien que vers −183,15 °C, Cu₂(OAc)₄(H₂O)₂ est essentiellement diamagnétique du fait de l'auto-annulation des deux spins opposés. L'étude de Cu₂(OAc)₄(H₂O)₂ marque une étape importante dans le développement des théories modernes sur le couplage antiferromagnétique^[6].

Usages anciens et modernes

Depuis l'Antiquité, l'acétate de cuivre est utilisé comme fongicide et colorant (pigments verts).

On a évidemment reproduit ce processus naturel à l'aide d'un élément acide, le marc de raisin (processus de fermentation à l'air), ce qui explique que la production d'acétate de cuivre fut concentrée dans certaines zones viticoles.

Aujourd'hui, l'acétate de cuivre est utilisé comme source de cuivre en synthèse inorganique et comme catalyseur ou agent oxydant en synthèse organique. Comme tous les composés de cuivre, il émet une lueur bleu-vert brillant dans une flamme.

L'acétate de cuivre (II) est le principal composant du vert-de-gris, une substance bleu-vert qui se forme sur le cuivre après une longue exposition à l'atmosphère. Il fut historiquement constaté dans les vignobles, dans la mesure où l'acide acétique est un sous-produit de la fermentation. Cette fermentation à l'air laisse apparaître un fond bleu à l'extérieur de la feuille. Il suffit alors de gratter et de le dissoudre dans l'eau.

Ce composé chimique a été utilisé comme pigment ou fut mélangé avec de l’anhydride arsénieux ou trioxyde d'arsenic, ou encore oxyde arsénieux appelé autrefois « arsenic blanc » sous forme de vert de Paris, ou acéto-arsénite de cuivre un puissant insecticide et fongicide.

Liens externes

Notes et références

↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ La solution aqueuse diluée est évidemment bleue, du fait de la présence d'ions cuivriques Cu²⁺ solvatés par l'eau.
↑ J. N. Van Niekerk et F. R. L. Schoening, « X-Ray Evidence for Metal-to-Metal Bonds in Cupric and Chromous Acetate », Nature, vol. 171, n^o 4340,‎ 1953, p. 36–37 (DOI 10.1038/171036a0)
↑ A. F. Wells, Structural Inorganic Chemistry, Oxford, Clarendon Press, 1984
↑ J. Catterick et P. Thornton, « Structures and physical properties of polynuclear carboxylates », Adv. Inorg. Chem. Radiochem., vol. 20,‎ 1977, p. 291–362 (DOI 10.1016/s0065-2792(08)60041-2, lire en ligne)
↑ R. L. Carlin, Magnetochemistry, Berlin, Springer, 1986

[1] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[2] La solution aqueuse diluée est évidemment bleue, du fait de la présence d'ions cuivriques Cu²⁺ solvatés par l'eau.

[3] J. N. Van Niekerk et F. R. L. Schoening, « X-Ray Evidence for Metal-to-Metal Bonds in Cupric and Chromous Acetate », Nature, vol. 171, n^o 4340,‎ 1953, p. 36–37 (DOI 10.1038/171036a0)

[4] A. F. Wells, Structural Inorganic Chemistry, Oxford, Clarendon Press, 1984

[5] J. Catterick et P. Thornton, « Structures and physical properties of polynuclear carboxylates », Adv. Inorg. Chem. Radiochem., vol. 20,‎ 1977, p. 291–362 (DOI 10.1016/s0065-2792(08)60041-2, lire en ligne)

[6] R. L. Carlin, Magnetochemistry, Berlin, Springer, 1986

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