Le cuivre est l'un des premiers métaux utilisés par l'humanité, connu depuis la préhistoire. Son utilisation remonte à plus de 10 000 ans, avec les premières traces d'objets en cuivre natif trouvés au Moyen-Orient vers 8 700 avant J.-C. Vers 5 000 avant J.-C., les civilisations mésopotamiennes commencent à extraire le cuivre par fusion de minerais, marquant le début de la métallurgie. L'Âge du Bronze (vers 3 300 avant J.-C.) commence lorsque les artisans découvrent que l'alliage de cuivre avec l'étain produit un métal plus dur et plus résistant : le bronze. Le nom cuivre vient du latin cuprum, lui-même dérivé de Cyprium aes signifiant "métal de Chypre", car l'île de Chypre était une source majeure de cuivre dans l'Antiquité. Son symbole chimique Cu provient également de ce nom latin.
Le cuivre (symbole Cu, numéro atomique 29) est un métal de transition du groupe 11 du tableau périodique. Son atome possède 29 protons, généralement 34 neutrons (pour l'isotope le plus abondant \(\,^{63}\mathrm{Cu}\)) et 29 électrons avec la configuration électronique [Ar] 3d¹⁰ 4s¹.
À température ambiante, le cuivre est un métal solide de couleur rouge-orangé caractéristique, relativement dense (densité ≈ 8.96 g/cm³). Il possède la deuxième meilleure conductivité électrique de tous les métaux (après l'argent) et une excellente conductivité thermique. Le cuivre est également très malléable et ductile, permettant de le façonner facilement en fils et en feuilles. Le point de fusion (état liquide) du cuivre : 1 357.77 K (1 084.62 °C). Le point d'ébullition (état gazeux) du cuivre : 2 835 K (2 562 °C).
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Décroissance / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Cuivre-63 — \(\,^{63}\mathrm{Cu}\,\) | 29 | 34 | 62.929597 u | ≈ 69.15 % | Stable | Isotope dominant du cuivre naturel. |
| Cuivre-65 — \(\,^{65}\mathrm{Cu}\,\) | 29 | 36 | 64.927789 u | ≈ 30.85 % | Stable | Second isotope stable du cuivre. |
| Cuivre-64 — \(\,^{64}\mathrm{Cu}\,\) | 29 | 35 | 63.929764 u | Synthétique | ≈ 12.7 heures | Radioactif, utilisé en médecine nucléaire pour l'imagerie PET et la radiothérapie. |
| Cuivre-67 — \(\,^{67}\mathrm{Cu}\,\) | 29 | 38 | 66.927730 u | Synthétique | ≈ 61.83 heures | Radioactif, utilisé en radiothérapie ciblée contre certains cancers. |
N.B. :
Les couches électroniques : Comment les électrons s'organisent autour du noyau.
Le cuivre possède 29 électrons répartis sur quatre couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹, ou de manière simplifiée : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Cette configuration peut aussi s'écrire : K(2) L(8) M(18) N(1).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 8 électrons répartis en 2s² 2p⁶. Cette couche est également complète, formant une configuration de gaz noble (néon).
Couche M (n=3) : contient 18 électrons répartis en 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Toutes les orbitales de cette couche sont complètes, ce qui est inhabituel et confère au cuivre sa stabilité particulière.
Couche N (n=4) : contient seulement 1 électron dans la sous-couche 4s. Cet électron unique est facilement impliqué dans les liaisons chimiques.
L'électron de la couche externe 4s¹ constitue l'électron de valence principal du cuivre, bien que les électrons 3d puissent également participer aux liaisons. Cette configuration explique ses propriétés chimiques :
En perdant l'électron 4s, le cuivre forme l'ion Cu⁺ (degré d'oxydation +1), appelé ion cuivreux, avec une configuration 3d¹⁰ très stable.
En perdant l'électron 4s et un électron 3d, il forme l'ion Cu²⁺ (degré d'oxydation +2), appelé ion cuivrique, le plus courant en solution aqueuse.
Des états d'oxydation +3 et +4 existent mais sont rares et instables.
La configuration électronique particulière du cuivre, avec sa sous-couche 3d complètement remplie, explique sa couleur caractéristique et son excellente conductivité électrique. La présence d'un seul électron dans la couche 4s permet un mouvement facile des électrons, essentiel pour la conduction électrique et thermique exceptionnelle du cuivre.
Le cuivre est un métal relativement peu réactif à température ambiante. Il ne réagit pas avec l'eau pure mais s'oxyde lentement à l'air humide en formant une couche de carbonate de cuivre vert appelée vert-de-gris ou patine (mélange de Cu₂(OH)₂CO₃ et d'autres composés). Cette patine protège le métal sous-jacent de la corrosion ultérieure. Le cuivre réagit avec les acides oxydants comme l'acide nitrique et l'acide sulfurique concentré chaud, mais résiste aux acides non oxydants comme l'acide chlorhydrique dilué. À haute température, il réagit avec l'oxygène pour former l'oxyde de cuivre(II) noir (CuO) ou l'oxyde de cuivre(I) rouge (Cu₂O). Le cuivre forme des composés colorés caractéristiques : les sels de Cu²⁺ sont généralement bleus ou verts en solution aqueuse.
Le cuivre est synthétisé principalement dans les étoiles massives lors de différentes phases de fusion nucléaire et notamment pendant les explosions de supernovae. Il se forme par le processus de combustion du silicium dans les étoiles massives en fin de vie, ainsi que par capture de neutrons (processus s et processus r). Les isotopes stables \(\,^{63}\mathrm{Cu}\) et \(\,^{65}\mathrm{Cu}\) sont produits lors de ces événements cataclysmiques et sont ensuite dispersés dans le milieu interstellaire.
L'abondance du cuivre dans les étoiles anciennes et les météorites fournit des indices sur l'enrichissement chimique de la galaxie au fil du temps. Le rapport isotopique ⁶³Cu/⁶⁵Cu varie légèrement selon les sources cosmiques et peut servir de traceur pour comprendre l'histoire de la nucléosynthèse. Les raies spectrales du cuivre neutre et ionisé (Cu I, Cu II) sont utilisées en spectroscopie stellaire pour déterminer la composition chimique des étoiles et leur âge. Le cuivre, bien que moins abondant que le fer ou le nickel dans l'univers, joue un rôle important dans notre compréhension de l'évolution stellaire et galactique.
N.B. :
Le cuivre est présent dans la croûte terrestre à une concentration d'environ 0,0068 % en masse, ce qui en fait un élément relativement courant. Il se trouve principalement dans des minerais comme la chalcopyrite (CuFeS₂), la chalcocite (Cu₂S), la malachite (Cu₂CO₃(OH)₂) et l'azurite (Cu₃(CO₃)₂(OH)₂). Le cuivre natif (pur) existe également dans la nature mais est rare. L'extraction et le raffinage du cuivre sont des processus bien établis et relativement économiques par rapport à d'autres métaux, ce qui explique son utilisation généralisée dans l'industrie moderne. Le recyclage du cuivre est très développé car le métal peut être recyclé indéfiniment sans perte de propriétés.
