\documentclass[10pt,a4paper]{article}

\usepackage{agrphy}

\title{LC04 Synthèse inorganique}
\date{\today}

\begin{document}

\titre{MONNET Benjamin}{}{}{}



\subsection*{Extraits du programme (T STL)}
\begin{tabular}{p{8cm}|p{8cm}}
Synthèses inorganiques industrielles : aspects
cinétiques, thermodynamiques, environnementaux. & Analyser un ou plusieurs procédés industriels
de synthèse d’une même espèce chimique
en s’appuyant sur les principes de la chimie
verte : matières premières, sous-produits,
énergie, catalyseur, sécurité.\\
Un exemple de synthèse inorganique au laboratoire
: la synthèse  des complexes. Complexe,
ion ou atome central, ligand, liaison. & Reconnaître dans un complexe : l’ion ou
l’atome central, le ou les ligands, le caractère
monodenté ou polydenté du ligand. Décrire l’établissement de la liaison entre
l’ion ou l’atome central et le ou les ligands
selon le modèle accepteur-donneur de doublet
électronique.
Écrire l’équation de la réaction associée à la
synthèse d’un complexe.\\
Réaction de formation d’un complexe :
– constante de formation globale d’un complexe,
– synthèse et analyse d’un complexe. & Suivre un protocole de synthèse d’un complexe.
Déterminer, à l’aide d’un tableau d’avancement,
le réactif limitant dans la synthèse
d’un complexe et en déduire le
rendement de la synthèse.
Proposer ou suivre un protocole mettant en
oeuvre l’analyse qualitative et quantitative
d’un complexe. \\
Complexes inorganiques, bio-inorganiques. & Extraire des informations pour illustrer des
applications des complexes inorganiques et
bio-inorganiques. \\
\end{tabular}

\textbf{Attention, c'est un extrait de l'ancien programme de STL pas du nouveau, dans lequel le mot "inorganique" n'apparait pas.}



\subsection*{Commentaires du jury}




\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\ $\longrightarrow$ \ }p{0.48\linewidth}}
\textbf{BUP790} & Métallurgie du cuivre \\ 
\end{tabular}

\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Oxydo-réduction
 \item Électrolyse
 \item Structure des molécules, formule de Lewis
 \item Spectroscopie UV-visible
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item  
	\end{itemize}
\end{minipage}



\tableofcontents
\pagebreak




\section*{Introduction}
La synthèse de certaines molécules ou certains composés spécifiques est une des applications principales de la chimie. Pour ce faire, on effectue des \textbf{synthèses chimiques :} \textit{ensemble de réactions chimiques contrôlées permettant à un opérateur d'obtenir un ou plusieurs produits d'intérêt.}

On s'intéressera uniquement dans cette leçon à la synthèse de produits inorganiques, c'est-à-dire des produits ne contenant pas de liaisons C-H.

\section{Hydromettalurgie du cuivre}
\subsection{Préambule sur les métaux}
En 2014, il y a eu 1662 Mt de métaux de produits dans le monde. De part leurs propriétés physico-chimiques, ils sont intéressants dans plusieurs domaines : le cobalt pour les batteries, le cuivre en électricité pour son excellente conductivité électrique ou dans la construction pour sa résistance à la corrosion.

Néanmoins, les métaux ne sont que très rarement présents à l'état pur dans la nature (auquel cas on dit qu'ils existent à l'état "natif"). Le cuivre est présent dans des minerai dont la teneur est cuivre est comprise entre 0.7 et 2 \%, généralement sous forme d'oxyde. Il faut donc établir une synthèse capable d'extraire le métal qui nous intéresse et donc ici le cuivre.

Il existe 2 méthodes principales pour extraire le cuivre que sont l'hydrométallurgie et la pyrométallurgie. La pyrometallurgie représente moins de 10\% de la production du cuivre.  En effet, l'hydrométallurgie est privilégiée car :
\begin{itemize}
 \item son coût énergétique est moins grand
 \item possibilité de traiter les minerais in situ
 \item mise en continu des procédés d'extraction
\end{itemize}

\transition{On va donc s'intéresser à l'hydrometallurgie du cuivre, la première étape étant une lixiviation.}


\subsection{Lixiviation}
\textbf{Lixiviation :} opération qui consiste à faire passer un solvant à travers un produit pour en extraire les constituants solubles.

Pour les minerais oxydés, on utilise une lixiviation dite acide. L'acide va décomposer les oxydes en Cuivre(II) avec une réaction de la forme :
\[
CuO+2H^+=Cu^{2+}+2H_2O
\]

En deux à cinq heures, plus de 95 \% des composés «oxydés» du cuivre passent en solution. On se retrouve donc à la fin de la lixiviation acide avec une solution remplie de métaux sous forme ioniques. Il nous faut donc maintenant extraire le cuivre.

\subsection{Electrolyse}
Avant de réaliser l'électrolyse, on effectue une purification par précipitation : en passant la solution à un pH de 3-3.1, les oxydes de fer précipitent, permettant ainsi de se débarrasser de cette impureté

Une méthode pour récupérer le cuivre est de réaliser une électrolyse. Pour cela, on utilise une anode de plomb et une cathode de cuivre entre lesquelles on impose une ddp de 2 à 2,5V. On a alors les réactions suivantes :
\begin{itemize}
 \item à l'anode : H$_2$O $\rightarrow$ 2H$^+$ + 1/2 O$_2$ + 2e$^-$
 \item à la cathode : Cu$^{2+}$+2e$^-$ $\rightarrow$ Cu
\end{itemize}

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{Electrolyse.PNG}
\end{center}

On rajoute ainsi sur la cathode du cuivre pur. De plus, ce procédé permet de régénérer l'acide perdu lors de la lixiaviation. Les anodes sont composées de 99.8 \% de cuivre, la principale impuretés étant le plomb provenant des anodes. Une usine produit avec cette méthode 120 000 tonnes par an en utilisant 144 cuves d'électrolyse.

\subsection{Purification}
On a donc maintenant du cuivre à 99.8 \% que l'on aimerait purifier encore plus. On va utiliser pour cela un procédé à anode soluble, qui permet d'obtenir du cuivre d'une très haute pureté (99.98 \%). LE procédé consiste à oxyder une électrode de cuivre impur et à réduire les ions cuivre sur une électrode de cuivre pur. Les impuretés vont partir en solution.

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{anode_soluble.PNG}
\end{center}

On a donc :
\begin{itemize}
 \item à l'anode : Cu $\rightarrow$ Cu$^{2+}$ + 2 e$^-$
 \item à la cathode : Cu$^{2+}$ + 2 e$^-$ $\rightarrow$ Cu
\end{itemize}

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.8]{recap3.PNG}
\end{center}

\transition{Nous avons vu un procédé industriel d'extraction du cuivre métallique. Ce cuivre, en solution, peut être à l'origine de synthèses inorganiques telle que la formation d'un complexe}

\section{Synthèse d'un complexe de cuivre}
\subsection{Présentation des complexes}
Un complexe est un édifice chimique résultat de l'interaction faible entre un atome ou un cation metallique (dit centre) et de une ou plusieurs molécules appelées ligands.

Prenons par exemple l'exaaquafer(III) :
\begin{center}
\includegraphics[scale=0.7]{exaaquafer.PNG}
\end{center}

L'atome centrale est le fer, qui est ici de degré d'oxydation III. Les ligands sont les différentes molécules d'eau autour du fer. La réaction de formation de ce complexe s'écrit simplement :

\[
\mathrm{Fe}^{3+} + 6H_2O = [Fe(H_2O)_6]^{3+}
\]

La liaison entre un métal est son ligand est décrit comme un don d'un doublet de la par du ligand. Par exemple, pour le complexe ci-dessus, la liaison est formée par le dont d'un des deux doublet de la molécule d'eau. Néanmoins, une molécule d'eau est un ligand monodenté, c'est à dire qu'il ne peut se lié au complexe que par un seul site. Il existe des ligands qui sont polydentés.

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{ligands.PNG}
\end{center}

Les complexes ont de multiples utilisations (indicateurs colorés, médicaments,...)

\subsection{Complexe cuivré}
On peut prendre l'exemple du tetraaminecuivre(II) qui a donc comme ion centrale le cuivre(II) et comme ligands 4 NH$_3$

\url{https://www.youtube.com/watch?v=DkS5rzGGpEc&fbclid=IwAR0AoPQJHPsQ5TkDYqfT5NDeQyocM-eEZSrQGUgxJ-1RXmcsSDLm5rh1SPs#t=0m33s}

On pourrait étudier qualitativement cette réaction (rendement) avec par spectrophotométrie.

La réaction peut se résumer par :

\[
Cu^{2+}+4 NH_3 = [Cu(NH_3)_4]^{2+}
\]

Dans la vidéo on a 20 g de CuSO4.5H2O M=249.68 g/mol et 30 mL de solution de NH$_3$ à 25 \% densité 0.91 kg/L, M(NH$_3$)=17 g/mol.

Donc $n_{Cu}=\frac{20}{249.68}=0.08$ mol.

$n_{NH_3}=\frac{V*d*0.25}{M(NH_3)}=0.4$ mol.

$\begin{array}{|c|c|c|}
\hline
\multicolumn{1}{|c!{\makebox[0pt]{+}}}{Cu^{2+}}
&
\multicolumn{1}{c!{\makebox[0pt]{$\leftrightharpoons$}}}{4 NH_3}
&
[Cu(NH_3)_4]^{2+}
\\
\hline
n_{Cu} & n_{NH_3} & 0\\\hline
n_{Cu}-x_{max} &  n_{NH_3} - 4 x_{max} & x_{max} \\ \hline
\end{array}$

Le réactif limitant est donc le Cuivre(II) et on s'attend à obtenir 0.4 mol de complexe. On pourrait calculer le rendement par spectroscopie.


\section*{Questions}
\textbf{Courbe I-E pour l’électrolyse du zinc ?}

\bigbreak
\textbf{Pourquoi le trioxalatoferrate c’est vert ? (Sans invoquer
la théorie du champ cristallin)}

\bigbreak
\textbf{Équation de l’oxydation de ZnS ? Qui est oxydé ?}

\bigbreak
\textbf{potentiel standard des couple
H2O/O2, H+/H2 et Zn2
+/Zn ?}

\bigbreak
\textbf{Maille de la blende ?}

\bigbreak
\textbf{Quel type de rendement peut-on calculer à l'issue de l'hydrométallurgie?}
Rendement faradique (électrolyse).
\bigbreak
\textbf{Test caractéristique: pourquoi tester le cuivre avec I-?}
Le I- ne réagit pas avec le zinc, réaction cinétiquement lente.
\bigbreak
\textbf{Géométrie du tétraaminecuivre (II)?}

\bigbreak
\textbf{tétraaminecuivre (II): Si on met un acide aminé à la place de l'ammoniaque, maximum d'absorption?}
Bidentate, oxygène moins bon donneur que azote donc longueur d'onde absorbée plus grande
\bigbreak
\textbf{Synthèse inorganique la plus répandue en industrie qui n'est pas de la métallurgie?}
Synthèse de l'ammoniac (procédé Haber-Bosch)
\bigbreak
\textbf{Hapticité la plus répandue?}
4 et 6
\bigbreak
\textbf{Comment déterminer la stoechimétrie du complexe?}
Méthode de Jobb
\bigbreak
\textbf{Pourquoi un complexe est-il coloré?}
Transition d-d ou métal-ligand + levée de dégénérescence
\bigbreak
\textbf{Hémoglobine: culture g}

\bigbreak
\textbf{Stéréochimie des complexes}

\bigbreak
\textbf{Choix des électrodes pour l'électrolyse?}
Aluminium: grande quantité\\ 
Potentiels standards
\bigbreak
\textbf{Autre méthode de récupération des métaux, à part hydrométallurgie ?}
Pyrométallurgie \textcolor{green}{(à compléter)}.
\bigbreak
\textbf{En quoi consiste le grillage ?}
Sous haute température, oxydation par le dioxygène, dégagement de dioxyde de soufre (gaz toxique)
\bigbreak
\textbf{Synthèse inorganique industrielle répandue ?}
Synthèse ammoniac, engrais azotés.
\bigbreak
\textbf{Géométrie des complexes : Td, Oh, plan carré, distorsion Janh Teller. Comparaison des lambda max en fonction
des ligands.}

\bigbreak
\textbf{Effet chélate, nombre coordination courant.}

\bigbreak
\textbf{Magnétisme du complexe synthétisé.}

\bigbreak
\textbf{Courbe I-E pour l’electrolyse du zinc/cuivre ?}

\section*{Remarques}
\begin{itemize}
 \item
\end{itemize}




\end{document}
