Acide nitrique et cuivre .

[chrome VI]

Bonjour ,
J’ai introuduit 3 g de cuivre dans un ballon à fond rond . J’ai ajouté 10 ml d’eau distillée et 6 ml d’acide nitrique concentré . J’ai fermé le ballon avec un tube à dégagement qui se termine par un entonnoir plongé dans une solution de soude concentré puis j’ai chauffé doucement .
Suite à l’ajout de l’acide nitrique une vapeur rousse est apparut :NO2 . 20 secondes plus tard les vapeurs rousses ont arrêté de se dégager .
L’explication logique de ce qui s'est passé est que la présence de l’eau distillée dans le milieu a conduit à la dilution de l’acide nitrique et parsuite la réaction d’oxydoreduction du cuivre avec les ions nitrates ne vont pas donner NO2 mais NO . Les premieres molécules NO formées vont trouver dans le ballon de l’oxygène , elles vont réagir avec ce dernier et donner NO2 . 20sec plus tard , tout le dioxygène du ballon est consommé par NO et parsuite tout les NO qui vont se former à la suite ne vont pas subir une oxydation dans le ballon => pas de formation de NO2 dans le ballon , ce qui explique la disparition des vapeurs rousses dans le ballon après 20 sec .
Est ce que cette interprétation est correcte ?
Quelles sont les réactions secondaires qui se passe dans le ballon ?
Quelles sont les réactions qui passent lorque NO entre dans la solution de soude ?
Merci .

[moco]

Ton mécanisme est exact.
La réaction secondaire est par exemple celle de NO2 sur l'eau, selon :
2 NO2 + H2O ---> HNO2 + HNO3
Donc il apparaît un peu d'acide nitreux HNO2 dans l'eau.

Ensiute NO ne réagit pas avec NaOH, mais bien NO2, ou plutôt les deux acides HNO2 et HNO3 formés par l'interaction de NO2 avec l'eau. Exemple :
HNO2 + NaOH ---> NaNO2 + H2O

[chrome VI]

Moco , je vous remercie de tout mon coeur .
Le NO ne réagit pas avec la solution comme vous avez dit , cela veut dire que le NO passe dans cette solution et se propage dans l'atomasphère ou il réagit avec O2 et donne NO2 or durant l'expérience je n'ai pas observé une vapeur rousse au niveau del a solution de soude .
Est ce que je peux dire que NO réagit avec le dioxygène dissout dans la solution de soude et donne NO2 . Ce dernier réagit avec l'eau de la solution et donne HNO3 et HNO2 . La soude neutralise ces deux acides et parsuite il ne va pas y avoir dégagementde NO2 ?
Merci .

[moco]

Je suis très étonné par ce que tu dis. Ainsi le gaz qui se dégage de la réaction de Cu + HNO3 est incolore, et après barbottage dans NaOH, il ressort dans l'air sans former de vapeurs rousses. Alors ça, je ne comprends pas.
Si ce gaz est NO il doit réagir avec l'air. S'il ne réagit pas c'est que c'est N2. Mais alors d'où vient-il ? Est-ce le reste de l'air issu de l'épuisement de NO par O2 ?
Je suis très perplexe...

[chrome VI]

Merci .

[quote=moco]Je suis très étonné par ce que tu dis. Ainsi le gaz qui se dégage de la réaction de Cu + HNO3 est incolore, et après barbottage dans NaOH, il ressort dans l'air sans former de vapeurs rousses. Alors ça, je ne comprends pas.
[quote]

Et ce qui est plus étonnant est que quand j'ai enlevé un peu l'entonnoir de la solution de soude , une vapeur rousse est apparut => il y a du NO qui sort de l'entonnoir mais il y a quelque chose qui l'empêche d'arriver à l'air lorsuqe l'entonnoir est plongé dans la solution de soude . Ce quelque chose doit être une réaction entre NO et une autre éspèce présente dans la solution de soude .
Peut être NO réagit avec le dioxygène dissout dans la solution de soude et donne NO2 . Ce dernier réagit avec l'eau de la solution et donne HNO3 et HNO2 . La soude neutralise ces deux acides et parsuite il ne va pas y avoir dégagementde NO2 .
Vous trouvez ce raisonnment accéptable ?

Je me demande encore si l'idée suivante est correcte ou non ?
L’acide nitrique peut réagir avec le cuivre selon plusieurs réactions d’oxydoreduction :
Cu + 6 H2O + 2 NO3- + 4H+ -----------> Cu(H2O)62+ + 2 NO2 + 2 H2O ( Réaction 1)

3 Cu + 14 H2O + 2 NO3- + 8 H+ -----------> 3 Cu(H2O)62+ + 2 NO (Réaction 2)
Ces deux réactions s’effectuent toujours ensemble , mais la réaction 1 est beaucoup plus rapide que la réaction 2 lorsque l’acide nitrique utilisé est concentré dans le cas ou l’acide nitrique est dilué la réaction 2 est beaucoup plus rapide que la réaction 1 . Personne n’est capable de bien expliquer ce phénomène , il n’y a que des hypothèses imparfaites qui essaient de donner une explication .
Merci d'avance .

[moco]

[quote=chrome VI]Merci .

[quote=moco]Je suis très étonné par ce que tu dis. Ainsi le gaz qui se dégage de la réaction de Cu + HNO3 est incolore, et après barbottage dans NaOH, il ressort dans l'air sans former de vapeurs rousses. Alors ça, je ne comprends pas.

Et ce qui est plus étonnant est que quand j'ai enlevé un peu l'entonnoir de la solution de soude , une vapeur rousse est apparut => il y a du NO qui sort de l'entonnoir mais il y a quelque chose qui l'empêche d'arriver à l'air lorsuqe l'entonnoir est plongé dans la solution de soude . Ce quelque chose doit être une réaction entre NO et une autre éspèce présente dans la solution de soude .
Peut être NO réagit avec le dioxygène dissout dans la solution de soude et donne NO2 . Ce dernier réagit avec l'eau de la solution et donne HNO3 et HNO2 . La soude neutralise ces deux acides et parsuite il ne va pas y avoir dégagementde NO2 .
Vous trouvez ce raisonnment accéptable ?

Je me demande encore si l'idée suivante est correcte ou non ?
L’acide nitrique peut réagir avec le cuivre selon plusieurs réactions d’oxydoreduction :
Cu + 6 H2O + 2 NO3- + 4H+ -----------> Cu(H2O)62+ + 2 NO2 + 2 H2O ( Réaction 1)

3 Cu + 14 H2O + 2 NO3- + 8 H+ -----------> 3 Cu(H2O)62+ + 2 NO (Réaction 2)
Ces deux réactions s’effectuent toujours ensemble , mais la réaction 1 est beaucoup plus rapide que la réaction 2 lorsque l’acide nitrique utilisé est concentré dans le cas ou l’acide nitrique est dilué la réaction 2 est beaucoup plus rapide que la réaction 1 . Personne n’est capable de bien expliquer ce phénomène , il n’y a que des hypothèses imparfaites qui essaient de donner une explication .
Merci d'avance .

Tes deux réactions se trouvent dans tous les bouqiuins qui traitent de ce problème. Et personne ne sait vraiment quelle est la réaction prédominante. On trouve des gens qui disent que HNO3 se décompose toujours en NO, puis que NO réduit une partie de HNO3 en NO2. On trouve d'autres auteurs qui disent que c'est le contraire. HNO3 se réduit toujours d'abord en NO2, et que NO2 est réduit ensuite par Cu en NO, mais que certaines molécules de NO2 échappent à cette réaction.
Il y a enfin ceux qui disent que HNO3 se réduit d'abord en NO2 + H2O, mais qu'une partie de NO2 réagit avec H2O pour former HNO2 et HNO3. Mais cela se complique, car HNO2 est instable, et se décompose au bout de quelques minutes en HNO3, NO et H2O.
A mon avis, personne ne sait exactement ce qui se passe. Il paraît de temps en temps des articles dans le Journal of Chemical Education d'un chercheur solitaire qui annonce à grands fracas que, lui, il croit à telle ou telle version. Et dans le prochain numéro paraît une lettre d'un lecteur qui met en doute cette affirmation.

[chrome VI]

Merci beaucoup Moco .
Les idées suivantes sont elles correctes ?
Les 10 ml d’eau distillée qu’on a ajoutés au cuivre ont un role important .
En effet , c’est l’ion nitrate de l’acide nitrique qui attaque le cuivre donc cet ion doit être présent dans le milieu réactionnel et LIBRE pour que le cuivre soit attaqué (le milieu doit être acide bien sur) . L’acide nitrique utilisé dans cette expérience est concentré donc il contient un peu d’eau . Cette petite quatité d’eau est insuffisante pour hydrolyser tout l’acide nitrique
(HNO3(l) ---eau---> H+(aq) + NO3-(aq) ) donc la plus grande quantité de l’acide nitrique existe dans sa solution concentrée sous forme de HNO3 non dissocié => l’ion nitrate n’est pas libre dans une telle solution , il est associé à l’ion H+ => comme le nitrate doit être libre pour pouvoir attaquer le cuivre dans un milieu acide alors on déduit qu’une solution de HNO3 concentré ne peut attaquer le cuivre que d’une façon très limitée . Les 10 ml d’eau utilisés servent à diluer la solution d’acide nitrique utilisée et parsuite à libérer les ions nitrate donc à les rendre capable d’attaquer le cuivre.

Pourquoi les ions nitrates doivent être libre pour qu'ils puissent attaquer le cuivre ?

Merci d'avance.

[chrome VI]

Merci beaucoup Moco .
Les idées suivantes sont elles correctes ?
Les 10 ml d’eau distillée qu’on a ajoutés au cuivre ont un role important .
En effet , c’est l’ion nitrate de l’acide nitrique qui attaque le cuivre donc cet ion doit être présent dans le milieu réactionnel et LIBRE pour que le cuivre soit attaqué (le milieu doit être acide bien sur) . L’acide nitrique utilisé dans cette expérience est concentré donc il contient un peu d’eau . Cette petite quatité d’eau est insuffisante pour hydrolyser tout l’acide nitrique
(HNO3(l) ---eau---> H+(aq) + NO3-(aq) ) donc la plus grande quantité de l’acide nitrique existe dans sa solution concentrée sous forme de HNO3 non dissocié => l’ion nitrate n’est pas libre dans une telle solution , il est associé à l’ion H+ => comme le nitrate doit être libre pour pouvoir attaquer le cuivre dans un milieu acide alors on déduit qu’une solution de HNO3 concentré ne peut attaquer le cuivre que d’une façon très limitée . Les 10 ml d’eau utilisés servent à diluer la solution d’acide nitrique utilisée et parsuite à libérer les ions nitrate donc à les rendre capable d’attaquer le cuivre.

Pourquoi les ions nitrates doivent être libre pour qu'ils puissent attaquer le cuivre ?

Merci d'avance.

[moco]

C'est en partie juste.
Je ne suis pas sûr qu'on puisse dire que ce sont les ions nitrate qui attaquent le cuivre. Car si c'était le cas, le cuivre serait aussi attaqué par les solutions de nitrate de sodium ou de potassium. Et le cuivre n'est pas attaqué par ces solutions.
Et tu as l'air de dire que les solutions dacide nitrique concentré n'attaquent pas le cuivre. C'est le contraire qui est vrai. Plus l'acide est concentré, plus l'attaque est forte et vive. Mais elle produit plus de NO2 que de NO.

Enfin, ce n'est pas parce qu'on a réussi à établir une belle équation avec des ions NO3^-, H+, etc. que la réaction se produit ainsi. Elle se produira peut-être mieux avec la molécule HNO3 qu'avec ses ions.

L'eau rajoutée ne sert pas à former des ions, mais à détruire le NO2 formé

[chrome VI]

Merci beaucoup moco .

Envoyé par moco

Je ne suis pas sûr qu'on puisse dire que ce sont les ions nitrate qui attaquent le cuivre. Car si c'était le cas, le cuivre serait aussi attaqué par les solutions de nitrate de sodium ou de potassium. Et le cuivre n'est pas attaqué par ces solutions.

Tout simplement par ce que ces solutions ne contienent pas des ions oxonium (ni aucun autre acide) donc les réactions :
Cu + 6 H2O + 2 NO3- + 4H+ -----> Cu(H2O)6^2+ + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 14 H2O + 2 NO3- + 8 H+ -----> 3 Cu(H2O)6^2+ + 2NO
qui consomment cet ion ne peuvent pas avoir lieu.

Tu trouves ce raisonnement logique ou non ?

Merci d'avance .

[chrome VI]

Bonjour , quelqu'un connait la réponse à ma question ? Merci .

[moco]

Ton raisonnement est en effet assez logique. Mais on sait que la plupart des réactions redox qui demandent des ions H+ à gauche peuvent tout de même se passer sans ces ions H+. Il suffit de remplacer les ions H+ par des molécules d'eau, et de mettre des ions OH- supplémentaires à droite.
Par exemple, ton équation
3Cu + 14 H2O + 2 NO3- + 8 H+ -----> 3 Cu(H2O)6^2+ + 2NO
devrait pouvoir se produire avec 8 H2O à la place de 8 H+ et former à droite 8 OH-, selon :
3Cu + 22 H2O + 2 NO3- -----> 3 Cu(H2O)6^2+ + 2NO + 8 OH-
Et cette réaction-là ne se produit pas.
Ceci dit, je ne veux pas passer pour un expert de cette réaction. Mais j'ai l'impression que ce n'est pas NO3^- qui réagit. NO3- est un ion qui ne réagit jamais, en aucune circonstance. C'est toujours HNO3, ou, en organique, NO2^+ qui réagit.

[chrome VI]

Envoyé par moco

Mais on sait que la plupart des réactions redox qui demandent des ions H+ à gauche peuvent tout de même se passer sans ces ions H+. Il suffit de remplacer les ions H+ par des molécules d'eau, et de mettre des ions OH- supplémentaires à droite.

C'est une information très precieuse . Merci .
Est ce qu'on peut dire la même chose pour les ions HO- c'est à dire est ce qu'on peut considérer encore que la plupart des réactions redox qui demandent des ions HO- (à gauche) peuvent avoir lieu même si ces ions ne sont pas présents à condition d'avoir de l'eau dans le milieu réactionnel : Il suffit de remplacer les ions HO- par des molécules d'eau, et de mettre des ions H+ supplémentaires à droite.
Merci beaucoup Moco .