2027届高三二轮复习化学铜及其化合物专题讲义

该高中化学讲义围绕铜及其化合物高考核心考点，按铜单质、氧化物、氢氧化物、铜盐、配合物的逻辑层次构建知识体系，通过考点梳理、方法指导、真题训练等环节，帮助学生突破铜与硝酸反应计算、配合物颜色变化等难点，体现复习教学的系统性和针对性。 讲义创新采用“颜色密码”速记和转化网络构建策略，如通过铜氨配合物“蓝沉淀→深蓝溶液”实验现象分析培养科学思维，结合常见失分点解析和核心反应方程式速查表，确保学生高效掌握结构决定性质的化学观念。为教师提供精准复习节奏把控方案，助力学生提升应考能力。

高中化学铜及其化合物 深度分析与专题研究 ——铜单质·铜的氧化物与氢氧化物·铜盐·铜的配合物·高考考点解析 编撰日期：2026年06月23日 目 录 第一章 铜元素概论——ds区的代表金属.........................3 1.1 铜的原子结构与周期表位置............................3 1.2 铜的冶炼简史与工业制备.............................4 第二章 铜单质——紫红色金属的化学世界.........................6 2.1 铜的物理性质..................................6 2.2 铜的化学性质全景................................7 第三章 铜的氧化物——Cu₂O与CuO.........................10 3.1 CuO——黑色的+2价氧化物..........................10 3.2 Cu₂O——砖红色的+1价氧化物........................11 3.3 Cu₂O与CuO的系统对比...........................12 第四章 氢氧化铜——蓝色絮状沉淀的化学.........................13 4.1 Cu(OH)₂的性质与制备...........................13 4.2 Cu(OH)₂的热分解与两性..........................14 第五章 铜盐——Cu²⁺的溶液化学...........................15 5.1 硫酸铜——最重要的铜盐.............................15 5.2 Cu²⁺的化学行为全景.............................17 5.3 Cu²⁺的水解与溶液配制............................18 第六章 铜的配合物——绚丽的配位化学..........................19 6.1 [Cu(H₂O)₄]²⁺——水合铜离子.....................19 6.2 [Cu(NH₃)₄]²⁺——四氨合铜与"铜氨溶液"...............20 6.3 其他重要铜配合物................................21 第七章 铜的转化网络——Cu、Cu⁺、Cu²⁺.....................22 第八章 高考命题规律与考点精析.............................24 8.1 核心考点分布..................................24 8.2 常见失分点与应对策略..............................26 第九章 典型例题精讲..................................28 第十章 知识网络与复习策略...............................32 附录 铜及其化合物核心反应方程式速查表........................34 第一章 铜元素概论——ds区的代表金属 铜是高中化学中需要掌握的少数几种副族金属元素之一。与主族金属（Na、Mg、Al）和另一种重点过渡金属（Fe）不同，铜属于 ds 区（IB族），其电子构型为 3d¹⁰4s¹——d 轨道全满、最外层只有 1 个 s 电子。这一特殊的电子构型决定了铜的独特化学行为：+1 和 +2 两种常见氧化态并存，具有极强的形成配合物的能力，以及绚丽的化合物颜色变化（蓝色、蓝绿色、砖红色、黑色等）。铜的知识虽然不如铁那样庞大，但它在金属冶炼史、电化学（电解精炼）、配合物化学和高考推断题中都占据着不可替代的位置。 1.1 铜的原子结构与周期表位置 铜（Cu, Cuprum）位于元素周期表第四周期第IB族（第11族），原子序数29，是 ds 区的代表性元素。铜的基态原子电子排布是高中化学中必须掌握的四个"特殊排布"之一： Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ = [Ar]3d¹⁰4s¹ （注意：并非按构造原理预期的 [Ar]3d⁹4s²！3d¹⁰ 全满 + 4s¹ 半满的构型因洪特规则的附加稳定性而能量更低） 铜的常见氧化态： 氧化态 电子构型 稳定性 典型存在形式 颜色特征 Cu(0) [Ar]3d¹⁰4s¹ 常温稳定（单质） Cu（金属铜） 紫红色（金属光泽） Cu⁺ (+1) [Ar]3d¹⁰ （d轨道全满） 在固态化合物中 稳定；在水溶液中 不稳定（歧化） Cu₂O（砖红色） CuCl（白色） Cu₂S（黑色） Cu⁺在水溶液中 无色（d¹⁰→d-d 跃迁不可能） Cu²⁺ (+2) [Ar]3d⁹ 在水溶液中 非常稳定 （水合能极高） CuO（黑色） CuSO₄·5H₂O（蓝色） Cu(OH)₂（蓝色） [Cu(NH₃)₄]²⁺（深蓝色） Cu²⁺(aq)蓝色 大多数Cu²⁺盐 呈蓝色或蓝绿色 核心理解——"Cu²⁺ 在水溶液中稳定而 Cu⁺ 歧化"的原因： 从气态电离能角度看，Cu 的第一电离能 I₁(Cu→Cu⁺) = 746 kJ/mol，第二电离能 I₂(Cu⁺→Cu²⁺) = 1958 kJ/mol —— 第二步电离需要几乎两倍于第一步的能量，照理 Cu⁺ 比 Cu²⁺ 更容易形成。然而在水溶液中情况恰好相反——Cu⁺ 在水中会发生歧化反应：2Cu⁺ ⇌ Cu + Cu²⁺。这是因为 Cu²⁺ 的离子半径更小（73 pm vs Cu⁺ 的 77 pm）、电荷更高→ 水合能极大（ΔH_hyd ≈ −2100 kJ/mol），水合过程释放的巨大能量不仅完全补偿了第二电离能的消耗，还使 Cu²⁺(aq) 成为比 Cu⁺(aq) 更稳定的物种。这一分析是理解铜的水溶液化学的基石。 1.2 铜的冶炼简史与工业制备 铜是人类最早使用的金属之一——早在约 10,000 年前，人类就开始使用天然铜（自然铜，以单质形式存在于自然界中的罕见金属之一）。青铜时代（约公元前 3300 年开始）标志着人类文明从石器时代向金属时代的跨越。铜的主要矿石包括：黄铜矿（CuFeS₂，最重要的铜矿石）、辉铜矿（Cu₂S）、赤铜矿（Cu₂O）、孔雀石（Cu₂(OH)₂CO₃ 或 CuCO₃·Cu(OH)₂）、蓝铜矿（Cu₃(OH)₂(CO₃)₂）。 工业炼铜——火法冶炼 + 电解精炼： 火法冶炼（从黄铜矿出发）的主要步骤： ① 浮选富集 → 铜精矿（CuFeS₂） ② 焙烧：2CuFeS₂ + O₂ = Cu₂S + 2FeS + SO₂↑（部分脱硫） ③ 冰铜熔炼（造锍熔炼）：在反射炉中高温熔炼，Cu₂S 与 FeS 形成"冰铜"（matte），脉石与熔剂（SiO₂）造渣（CaSiO₃ 或 FeSiO₃） ④ 吹炼（转炉）：2Cu₂S + 3O₂ = 2Cu₂O + 2SO₂↑；2Cu₂O + Cu₂S = 6Cu + SO₂↑ → 获得含铜约 98~99% 的"粗铜"（Blister Copper——因凝固时溶解的 SO₂ 逸出形成气泡而得名） ⑤ 电解精炼（见下文）→ 获得含铜 99.95%~99.99% 的"电解铜"（阴极铜） 电解精炼（铜的纯化）——高考电化学的高频考点： 以粗铜（含 Zn、Fe、Ni、Ag、Au、Pt 等杂质）为阳极，以纯铜为阴极，以 CuSO₄ + H₂SO₄ 溶液为电解液。通电后： 阳极（粗铜）：比 Cu 活泼的金属（Zn、Fe、Ni）优先溶解进入溶液；Cu 溶解：Cu − 2e⁻ = Cu²⁺ 阴极（纯铜）：溶液中 Cu²⁺ 在阴极放电沉积：Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu 比 Cu 不活泼的杂质（Ag、Au、Pt）在阳极不溶解 → 脱落沉积在阳极底部 → 形成"阳极泥"——这是提取金、银、铂等贵金属的重要原料！ 溶液中活泼金属离子（Zn²⁺、Fe²⁺、Ni²⁺）的放电顺序在 Cu²⁺ 之后 → 留在溶液中而不在阴极析出 通过电解精炼，阴极获得纯度 > 99.95% 的电解铜。 第二章 铜单质——紫红色金属的化学世界 2.1 铜的物理性质 铜是紫红色金属（这是铜区别于其他金属的最显著外观特征——铁是银白色，金是金黄色），熔点 1085°C，沸点 2562°C，密度 8.96 g/cm³。铜具有仅次于银的优良导电性（在金属中导电性排名第二——这也是铜广泛用作电线材料的主要原因）和优良的导热性。铜具有良好的延展性——可以拉成极细的铜丝或压成铜箔。铜不具有铁那样的铁磁性，不能被磁铁吸引（但有微弱的反磁性）。 铜的导电性对杂质极为敏感——极微量的杂质（尤其是 P、As 等非金属元素）会显著降低铜的导电率。因此用作导线的铜必须是高纯度的电解铜。这也是电解精炼在铜工业中至关重要的原因。 2.2 铜的化学性质全景 铜在金属活动性顺序中位于 H 之后（在 Hg 和 Ag 之间），因此铜不能与非氧化性酸（H⁺）发生置换反应放出 H₂。铜的主要化学性质是与强氧化剂（O₂、Cl₂、S、浓 H₂SO₄、HNO₃、Ag⁺、Fe³⁺ 等）的反应。铜在反应中通常被氧化为 Cu²⁺（+2 价）——这是最常见的氧化态。但在高温或特定条件下，也可得到 Cu⁺（+1 价）的化合物。 2.2.1 铜与非金属单质的反应 (1) 与 O₂ 反应——铜绿的形成： 铜在常温下不与干燥空气中的 O₂ 反应（需要加热）。但在潮湿空气中，铜表面会逐渐生成一层绿色的"铜锈"（铜绿——碱式碳酸铜 Cu₂(OH)₂CO₃）： 2Cu + O₂ + CO₂ + H₂O = Cu₂(OH)₂CO₃（铜绿，绿色） 这是铜在大气中的缓慢腐蚀过程——与铁锈（红褐色 Fe₂O₃·xH₂O）不同，铜绿致密牢固，能保护内层铜不被继续腐蚀。 在纯氧中加热铜——生成黑色 CuO： 2Cu + O₂ =加热= 2CuO（黑色固体） 在高温（>1000°C）条件下——CuO 不稳定，分解为 Cu₂O 并放出 O₂： 4CuO =高温(>1000°C)= 2Cu₂O + O₂↑ 这说明在高温下 Cu₂O(+1) 比 CuO(+2) 更稳定——与 Cu²⁺ 在常温水中更稳定的情况相反。温度改变了热力学稳定性的排序。 (2) 与 Cl₂ 反应——生成 CuCl₂（注意：不是 CuCl！）： Cu + Cl₂ =点燃= CuCl₂（棕黄色烟——CuCl₂ 升华） Cl₂ 是强氧化剂，将 Cu 直接氧化至 +2 价，这与 Fe + Cl₂ → FeCl₃ 类似——强氧化剂倾向于得到高价产物。 (3) 与 S 反应——生成 Cu₂S（注意：生成的是 +1 价铜！）： 2Cu + S =加热= Cu₂S（黑色固体——硫化亚铜） S 的氧化性弱于 Cl₂——只能将 Cu 氧化至 +1 价（Cu₂S 而非 CuS）。这是"强者得高价，弱者得低价"规律的又一体现——与 Fe + S → FeS（Fe²⁺ 而非 Fe³⁺）如出一辙。 2.2.2 铜与酸的反应 (1) 与非氧化性酸（稀 HCl、稀 H₂SO₄）——不反应！ 铜在金属活动性顺序中位于 H 之后 → 不能将 H⁺ 还原为 H₂。因此 Cu 不溶于稀 HCl 和稀 H₂SO₄（是少数不溶于稀酸的常见金属之一）。这是鉴别 Cu 与 Zn、Fe 等的简便方法。 (2) 与浓 H₂SO₄——加热条件下发生氧化还原反应（Cu 被氧化为 Cu²⁺，S⁶⁺ 被还原为 S⁴⁺）： Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 现象：铜片逐渐溶解，溶液变为蓝色（CuSO₄），产生有刺激性气味的无色气体（SO₂）。 注意：在加热条件下，反应一旦启动，随着 H₂SO₄ 被消耗和水不断生成，浓 H₂SO₄ 逐渐变稀，在某一浓度以下反应自行停止。因此实际上 Cu 无法全部溶解——总会剩余一些 Cu，H₂SO₄ 也未被完全消耗。此特点在高考计算题中有所体现。 (3) 与 HNO₃ 反应——无论浓稀，均能反应（HNO₃ 的强氧化性使然）： 稀 HNO₃——还原产物为 NO： 3Cu + 8HNO₃(稀) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O 现象：铜片溶解，溶液变蓝，产生无色气体（NO），NO 在管口遇空气变为红棕色（NO₂）。 浓 HNO₃——还原产物为 NO₂： Cu + 4HNO₃(浓) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O 现象：铜片溶解，溶液变蓝绿色（而非纯蓝——因为溶解的 NO₂ 使溶液带有棕黄色），产生红棕色有刺激性气味气体（NO₂）。 铜与硝酸反应的"量比"规律： Cu 与稀 HNO₃：3Cu ~ 8HNO₃（物质的量比 3:8），但其中只有 2 mol HNO₃ 充当氧化剂（被还原为 NO），其余 6 mol 充当酸（提供 NO₃⁻ 与 Cu²⁺ 成盐） Cu 与浓 HNO₃：Cu ~ 4HNO₃（物质的量比 1:4），其中 2 mol HNO₃ 充当氧化剂（被还原为 NO₂），2 mol 充当酸 计算中常用此比例关系，利用电子守恒法求解 2.2.3 铜与盐溶液的反应 (1) 与 Ag⁺ 的置换反应——经典的"银树"实验： Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag 现象：铜丝（片）浸入 AgNO₃ 溶液中，铜表面逐渐析出银白色针状晶体（银树），溶液由无色变蓝（Cu²⁺的颜色）。此反应利用了 Cu 的还原性强于 Ag（Cu 在 Ag 之前），也是湿法冶金中提取银的方法之一。 (2) 与 Fe³⁺ 的氧化还原反应——印刷电路板蚀刻的核心化学： Cu + 2Fe³⁺ = Cu²⁺ + 2Fe²⁺ 现象：铜片（电路板上的铜箔）在 FeCl₃ 溶液中逐渐溶解，溶液由棕黄色（Fe³⁺）变为蓝绿色（Cu²⁺的蓝色 + Fe²⁺的浅绿色 = 蓝绿色）。用于 PCB 制造中蚀刻非线路部分的铜。 (3) 与 Hg²⁺ 的置换： Cu + Hg²⁺ = Cu²⁺ + Hg（汞在铜表面形成银白色汞齐） 2.2.4 铜在潮湿空气中的腐蚀过程 铜在含 CO₂ 的潮湿空气中发生的电化学腐蚀是一个多步骤串联过程——与铁的吸氧腐蚀在原理上相通，但产物不同（铜绿而非铁锈）： 负极（Cu失去电子）：2Cu − 4e⁻ = 2Cu²⁺ 正极（O₂得到电子）：O₂ + 2H₂O + 4e⁻ = 4OH⁻ 后续反应：2Cu²⁺ + 2OH⁻ + CO₂ = Cu₂(OH)₂CO₃（铜绿——碱式碳酸铜） 第三章 铜的氧化物——Cu₂O与CuO 铜可以形成两种氧化物：CuO（氧化铜，Cu为+2价）和 Cu₂O（氧化亚铜，Cu为+1价）。两种氧化物在颜色、稳定性和化学性质上的差异，是高考选择题的常考内容。 3.1 CuO——黑色的+2价氧化物 【物理性质】黑色粉末（固体），不溶于水，熔点 1326°C。 【化学性质】CuO 是碱性氧化物（虽然 Cu 在金属活动性顺序中位于 H 之后，但其氧化物仍具有碱性）： (1) 与酸反应——生成 Cu²⁺ 盐： CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O（黑色粉末溶解，溶液变为蓝色） CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O (2) 与还原剂反应——CuO 具有一定的氧化性（Cu²⁺→Cu 或 Cu²⁺→Cu⁺）： CuO + H₂ =加热= Cu + H₂O CuO + CO =加热= Cu + CO₂ 2CuO + C =高温= 2Cu + CO₂↑ 这些反应是火法炼铜中将氧化铜矿石还原为金属铜的原理。 (3) 高温下的分解——稳定性： 4CuO =高温(>1000°C)= 2Cu₂O + O₂↑ CuO 在高温下分解放出 O₂ 变为 Cu₂O——说明在高温下 Cu⁺ 比 Cu²⁺ 更稳定（与常温溶液中的情况相反，见第一章讨论）。 【制备】 加热铜粉或铜片：2Cu + O₂ =加热= 2CuO 加热 Cu(OH)₂：Cu(OH)₂ =加热= CuO + H₂O（黑色） 加热 Cu(NO₃)₂：2Cu(NO₃)₂ =加热= 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑ 3.2 Cu₂O——砖红色的+1价氧化物 Cu₂O（氧化亚铜）是铜的 +1 价氧化物，砖红色（或红色）固体，是高中化学中少数几种红色氧化物之一（另一种常考的红色氧化物是 Fe₂O₃——红棕色）。Cu₂O 在自然界中以赤铜矿（Cuprite）形式存在。 【化学性质】 (1) 与酸反应——与 HCl/H₂SO₄ 反应时发生歧化： Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + Cu + H₂O 这个反应的本质是：Cu⁺(+1) 在酸性溶液中发生歧化——一部分 Cu⁺ 被氧化为 Cu²⁺，另一部分 Cu⁺ 被还原为 Cu。因此产物是 CuSO₄（Cu²⁺）和 Cu 金属的混合物。这是教材中歧化反应的经典实例之一。注意这个反应不是简单的"碱性氧化物与酸"的中和反应——它包含氧化还原过程。 (2) 与 HNO₃ 反应——Cu⁺ 全部被 HNO₃ 氧化至 Cu²⁺： 3Cu₂O + 14HNO₃(稀) = 6Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 7H₂O (3) 在空气中加热——被 O₂ 氧化为 CuO（黑色）： 2Cu₂O + O₂ =加热= 4CuO 现象：砖红色粉末逐渐变为黑色（CuO）——+1 价铜被氧化至 +2 价。 【Cu₂O的检验——特征反应】 Cu₂O 可以用于检验醛基（−CHO）——斐林试剂（Fehling's Reagent）与醛共热，Cu²⁺（酒石酸配合物形式）被还原为 Cu₂O 砖红色沉淀。这是有机化学中检验醛基的经典方法： RCHO + 2Cu(OH)₂ + NaOH =加热= RCOONa + Cu₂O↓(砖红色) + 3H₂O 斐林试剂（新制 Cu(OH)₂ 的碱性溶液）与醛加热 → 产生砖红色沉淀（Cu₂O）→ 证明含有醛基。 3.3 Cu₂O与CuO的系统对比 比较维度 CuO（氧化铜） Cu₂O（氧化亚铜） 铜的氧化态 +2 +1 颜色 黑色 砖红色（或红色） 溶解性（水） 不溶 不溶 与稀H₂SO₄反应 CuO+H₂SO₄=CuSO₄+H₂O （碱性氧化物，中和反应 非氧化还原） Cu₂O+H₂SO₄=CuSO₄+Cu+H₂O （歧化反应！ 包含氧化还原过程） 与稀HNO₃反应 均生成Cu(NO₃)₂ + H₂O（仅中和） 生成Cu(NO₃)₂+NO+H₂O （Cu⁺被氧化为Cu²⁺） 热稳定性 高温下（>1000°C） 分解为Cu₂O+O₂ 在O₂中加热→CuO （+1→+2被氧化） 制备 Cu+O₂=加热=CuO Cu(OH)₂=加热=CuO+H₂O CuO高温分解 斐林试剂+醛→Cu₂O↓ 检验/辨识 黑色固体，溶于酸→蓝色 砖红色固体 +H₂SO₄→蓝色溶液 +红色金属Cu析出 第四章 氢氧化铜——蓝色絮状沉淀的化学 4.1 Cu(OH)₂的性质与制备 【物理性质】Cu(OH)₂ 是蓝色（或浅蓝色）絮状沉淀，不溶于水。 【制备】可溶性铜盐 + 碱 → Cu(OH)₂↓ Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓（蓝色絮状沉淀） 最常用的方法是将 NaOH 溶液滴入 CuSO₄ 溶液——立即产生蓝色絮状 Cu(OH)₂ 沉淀。这个反应简单易行，是实验室制备 Cu(OH)₂ 的标准方法。 【化学性质】 (1) 与非氧化性酸反应——蓝色沉淀溶解为蓝色溶液： Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O（蓝色沉淀溶解 → 蓝色溶液） Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O (2) 两性表现——Cu(OH)₂ 能溶于浓碱（与 Al(OH)₃/Zn(OH)₂ 类似的两性）： Cu(OH)₂ + 2NaOH(浓) = Na₂[Cu(OH)₄]（四羟基合铜酸钠，深蓝色溶液） 这个反应表明 Cu(OH)₂ 具有两性——既能溶于酸（碱性），也能溶于碱（酸性）。但其两性较弱——只有在浓 NaOH 中才会显著溶解，在稀 NaOH 中溶解极其有限。与 Al(OH)₃（极易溶于稀碱）和 Zn(OH)₂（极易溶于稀碱）相比，Cu(OH)₂ 的两性不够典型，因此常被表述为"具有微弱的两性"或"可溶于浓碱"。 (3) 与 NH₃·H₂O 反应——形成深蓝色铜氨配合物（重要！）： Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O 现象：蓝色 Cu(OH)₂ 沉淀溶于过量氨水，变为深蓝色溶液 —— 这是检验 Cu²⁺ 的经典方法！先加少量氨水产生蓝色 Cu(OH)₂ 沉淀，再加入过量氨水沉淀溶解变为深蓝色 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 溶液。详见第六章。 4.2 Cu(OH)₂的热分解与两性 (4) 热稳定性——Cu(OH)₂ 受热易分解： Cu(OH)₂ =加热= CuO + H₂O（蓝色沉淀 → 黑色固体） 现象：蓝色 Cu(OH)₂ 沉淀加热后变为黑色 CuO。这个反应常用来比较 Cu(OH)₂ 与 Mg(OH)₂、Ca(OH)₂、Al(OH)₃ 等的热稳定性——Cu(OH)₂ 的热稳定性较弱，加热即分解，而 Mg(OH)₂和 Ca(OH)₂ 需要高温才能分解。 (5) 在有机物检验中的应用——斐林试剂和新制 Cu(OH)₂： 新制的 Cu(OH)₂ 在有机化学中扮演着重要的检验角色——用于区分醛（−CHO）和酮（−CO−），以及检验含醛基的物质（如葡萄糖、甲酸酯等）。斐林试剂是新制 Cu(OH)₂ 在碱性溶液中的酒石酸钾钠配合物形式，与醛共热时被还原为 Cu₂O（砖红色沉淀）： RCHO + 2Cu(OH)₂ + NaOH =加热= RCOONa + Cu₂O↓ + 3H₂O 这是连接无机化学（Cu(OH)₂ 的氧化性）和有机化学（醛的还原性）的桥式反应——Cu²⁺ 作为氧化剂被还原为 Cu⁺（以 Cu₂O 形式沉淀）。 第五章 铜盐——Cu²⁺的溶液化学 5.1 硫酸铜——最重要的铜盐 CuSO₄·5H₂O（五水硫酸铜，俗称胆矾/蓝矾）是铜盐中最重要的一种，也是高中化学中除 Na₂CO₃/NaHCO₃ 外考查频率最高的盐之一。CuSO₄ 在化学性质上集中体现了 Cu²⁺ 的几乎所有重要反应——沉淀、配合、氧化还原和水解。 胆矾的基本性质： 化学式：CuSO₄·5H₂O（五水合硫酸铜——晶体中含 5 个结晶水） 颜色：蓝色透明晶体（三斜晶系） 加热失水——分步进行： CuSO₄·5H₂O =加热= CuSO₄·H₂O + 4H₂O（蓝色 → 浅蓝白色，约 100°C） CuSO₄·H₂O =加热= CuSO₄(白色) + H₂O（约 250°C，完全失水变白） 检验水的存在——利用白色无水 CuSO₄ 遇水变蓝的特性来检验有机液体中的微量水分或气体中的水蒸气： CuSO₄(白色) + 5H₂O = CuSO₄·5H₂O(蓝色) CuSO₄ 的化学性质： (1) 与碱反应——生成 Cu(OH)₂ 蓝色沉淀： CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ (2) 与 NH₃·H₂O 反应——先沉淀后溶解（配合反应）： CuSO₄ + 2NH₃·H₂O(少量) = Cu(OH)₂↓ + (NH₄)₂SO₄（蓝色沉淀） Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O（沉淀溶解，深蓝色溶液） (3) 与 H₂S 或 Na₂S 反应——生成 CuS 黑色沉淀： CuSO₄ + H₂S = CuS↓(黑色) + H₂SO₄ Cu²⁺ + S²⁻ = CuS↓(黑色) CuS 的溶度积极小（K_sp ≈ 6×10⁻³⁶），在强酸中也不溶解——因此用 H₂S 可从酸性溶液中沉淀出 CuS，这是分离和分析中去除 Cu²⁺ 的常用方法。CuS 的颜色（黑色）也是硫系推断题中的高频信息。 (4) 与活泼金属的置换反应——"铁置换铜"： Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu（铁片表面析出红色铜） 这是中国古代"曾青得铁则化为铜"（湿法炼铜）的化学原理。 (5) 电解 CuSO₄ 溶液——电化学中的经典电解类型： 电解 CuSO₄ 溶液（惰性电极——如石墨或铂）： 阳极：2H₂O − 4e⁻ = O₂↑ + 4H⁺（OH⁻ 放电，产生 O₂ 和 H⁺——"放氧生酸"型） 阴极：2Cu²⁺ + 4e⁻ = 2Cu（Cu²⁺ 放电，在阴极析出红色金属铜） 总反应：2CuSO₄ + 2H₂O =电解= 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄ 阳极区生成 H₂SO₄（pH 下降），阴极区析出 Cu。 若用铜作阳极（即电镀铜/精炼铜体系）： 阳极（Cu）：Cu − 2e⁻ = Cu²⁺（阳极溶解） 阴极（待镀件）：Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu（阴极沉积） 电解液中 CuSO₄ 的浓度理论上保持不变——阳极溶解与阴极沉积速率相等。 5.2 Cu²⁺的化学行为全景 Cu²⁺ 的化学行为可以概括为以下几条主线和对应的方程式： 主线一：沉淀反应 与 OH⁻：Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓（蓝色絮状） 与 S²⁻：Cu²⁺ + S²⁻ = CuS↓（黑色，K_sp 极小，酸中不溶） 与 CO₃²⁻：2Cu²⁺ + 2CO₃²⁻ + H₂O = Cu₂(OH)₂CO₃↓(绿色) + CO₂↑（铜绿的形成——双水解而非简单沉淀为 CuCO₃） 主线二：配合反应 与 NH₃：Cu²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺（深蓝色，最特征的铜配合物） 与 Cl⁻（浓）：Cu²⁺ + 4Cl⁻ = [CuCl₄]²⁻（黄绿色配合物溶液） 与 OH⁻（浓）：Cu(OH)₂ + 2OH⁻ = [Cu(OH)₄]²⁻（深蓝色，说明 Cu(OH)₂ 有两性） 主线三：氧化还原反应 Cu²⁺ 被还原为 Cu⁺（中等还原剂）：2Cu²⁺ + 4I⁻ = 2CuI↓(白色) + I₂ —— 用于定量分析！碘量法测定铜含量 Cu²⁺ 被还原为 Cu（强还原剂）：Cu²⁺ + Fe = Fe²⁺ + Cu（置换反应——湿法炼铜） Cu²⁺ 的氧化性体现：Cu²⁺ + H₂S = CuS↓ + 2H⁺（CuS沉淀的生成是由平衡移动驱动的，非氧化还原；但高温下 CuO 可氧化某些有机物——斐林反应） 主线四：水解反应 Cu²⁺ + 2H₂O ⇌ Cu(OH)₂ + 2H⁺（使溶液呈弱酸性——CuSO₄ 溶液 pH < 7） 5.3 Cu²⁺的水解与溶液配制 Cu²⁺ 在水中发生水解（Cu²⁺ 具有 +2 电荷和较小的离子半径 → 电荷/半径比高 → 对水分子极化作用强 → 水解较显著）。因此 CuSO₄ 溶液呈弱酸性（pH 约 4~5）。 配制 CuSO₄ 溶液时，常加入少量稀 H₂SO₄ 以抑制 Cu²⁺ 的水解——防止产生 Cu(OH)₂ 沉淀（蓝色浑浊）。同理，配制 FeCl₃ 溶液时常加稀 HCl，配制 AlCl₃ 溶液时常加稀 HCl——这三者的原理完全相通：都是利用同离子效应（H⁺）抑制金属离子的水解。 第六章 铜的配合物——绚丽的配位化学 铜的配合物化学是整个高中化学中颜色最丰富、变化最戏剧化的内容。从水合铜离子的蓝色，到铜氨配合物的深蓝色，再到氯合铜配合物的黄绿色——每一种颜色都对应着一种特定的配位环境和电子跃迁。这些颜色变化不仅是实验现象的记忆点，更是高考推断题中推断 Cu²⁺ 存在与否的关键线索。 6.1 [Cu(H₂O)₄]²⁺——水合铜离子 Cu²⁺ 在水溶液中以四水合铜离子的形式存在：[Cu(H₂O)₄]²⁺。四个 H₂O 分子在 Cu²⁺ 周围以平面正方形（或变形八面体——含两个弱结合的轴向 H₂O）的方式排布。这是 Cu²⁺ 在水溶液中的最基本存在形式，也是 CuSO₄ 溶液呈蓝色的原因。 Cu²⁺ 为 d⁹ 构型（3d 轨道中有一个"空穴"——实际上是一个未配对电子的状态，允许 d-d 电子在吸收可见光中的橙-红色波段后发生跃迁）→ 透射光为蓝色/蓝绿色。而 Cu⁺ 为 d¹⁰ 构型（3d 轨道全满，d-d 跃迁不可能）→ Cu⁺ 的水溶液无色。这是区分 Cu²⁺ 和 Cu⁺ 溶液的简便方法。 6.2 [Cu(NH₃)₄]²⁺——四氨合铜与"铜氨溶液" [Cu(NH₃)₄]²⁺（四氨合铜(II)离子）是 Cu²⁺ 最著名、最高频考查的配合物。从 CuSO₄ 溶液出发，经历"蓝色沉淀→深蓝色溶液"的两步变化，是高考实验题和推断题的经典操作： 第一步——生成 Cu(OH)₂ 沉淀： Cu²⁺ + 2NH₃·H₂O = Cu(OH)₂↓(蓝色) + 2NH₄⁺ 第二步——沉淀溶于过量 NH₃·H₂O，形成铜氨配合物： Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O 也可合并写为总反应： Cu²⁺ + 4NH₃·H₂O(过量) = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4H₂O 这个两步变化中，Cu(OH)₂ 的蓝色沉淀出现和消失提供了一个灵敏的 Cu²⁺ 专属检验方法——先加少量 NH₃·H₂O 产生蓝色沉淀（证明 Cu²⁺），再加过量 NH₃·H₂O 沉淀溶解变为深蓝色（进一步确证——这是区分 Cu²⁺ 与其他也能产生蓝色沉淀的离子如 Ni²⁺ 的有效方法）。 铜氨溶液的性质与用途： 铜氨溶液（Schweizer's Reagent）能溶解纤维素——在工业上曾用于制造铜氨纤维（人造丝） 铜氨配合物中的 NH₃ 配体可以被其他配体置换——如加入 Na₂S 溶液则生成 CuS↓（黑色）并释放 NH₃，说明 CuS 的 K_sp 极小，能破坏氨配合物的稳定性 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 具有一定的氧化性——可被还原剂（如葡萄糖）还原为 Cu₂O 砖红色沉淀 6.3 其他重要铜配合物 (1) [CuCl₄]²⁻——四氯合铜(II)离子（黄绿色）： Cu²⁺ + 4Cl⁻(浓) = [CuCl₄]²⁻（溶液颜色由蓝变黄绿——H₂O配体被Cl⁻取代） 稀释后平衡逆向移动（配体由 Cl⁻ 重新变为 H₂O）→ 溶液恢复蓝色。这是一个演示配体交换反应和配合平衡移动的经典演示实验。 (2) CuI——碘化亚铜（白色沉淀，定量分析中的重要物质）： 2Cu²⁺ + 4I⁻ = 2CuI↓(白色) + I₂ 此反应用于碘量法测定铜含量——生成的 I₂ 用标准 Na₂S₂O₃ 溶液滴定（淀粉指示剂），从而间接测定原溶液中 Cu²⁺ 的浓度。这是分析化学中测定铜的经典方法。 (3) 铜的蓝色配合物系列总结（速记）： 配合物 颜色 配体 生成条件 备注 [Cu(H₂O)₄]²⁺ 蓝色 H₂O Cu²⁺溶于水即可 水合铜离子 基础存在形式 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 深蓝色 NH₃ Cu²⁺+过量NH₃·H₂O 最特征的铜配合物 检验Cu²⁺的核心方法 [Cu(OH)₄]²⁻ 深蓝色 OH⁻ Cu(OH)₂+浓NaOH 说明Cu(OH)₂有两性 但仅在浓碱中明显 [CuCl₄]²⁻ 黄绿色 Cl⁻ Cu²⁺+浓HCl 稀释后恢复蓝色 配体交换的可逆演示 Cu(OH)₂ 蓝色（固体沉淀） OH⁻（沉淀 而非配合物） Cu²⁺+OH⁻ 絮状沉淀→不是配合物 但颜色与配合物有关 第七章 铜的转化网络——Cu、Cu⁺、Cu²⁺ 铜虽不像铁那样在三种氧化态（Fe、Fe²⁺、Fe³⁺）之间有丰富的互变网络，但其 Cu(0)、Cu⁺(+1) 和 Cu²⁺(+2) 之间的转化同样构成了一个自洽的氧化还原体系——虽然在溶液化学中以 Cu(0) 和 Cu²⁺ 为主导，Cu⁺ 的存在形式多为难溶盐（CuCl、CuI、Cu₂O、Cu₂S）或配合物。 铜的转化网络核心方程式： 【Cu → Cu²⁺（氧化）】 Cu + Cl₂ =点燃= CuCl₂ Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 3Cu + 8HNO₃(稀) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O Cu + 4HNO₃(浓) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag Cu + 2Fe³⁺ = Cu²⁺ + 2Fe²⁺ 【Cu → Cu⁺（温和氧化——高温或特定条件）】 2Cu + S =加热= Cu₂S 2Cu + O₂(高温) = Cu₂O（高温条件下，>1000°C时Cu₂O优先于CuO生成） 【Cu²⁺ → Cu（还原）】 Cu²⁺ + Fe = Fe²⁺ + Cu（湿法炼铜） Cu²⁺ + Zn = Zn²⁺ + Cu CuO + H₂ =加热= Cu + H₂O CuO + CO =加热= Cu + CO₂ 2CuSO₄ + 2H₂O =电解= 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄ 【Cu²⁺ → Cu⁺（温和还原——生成Cu⁺沉淀或配合物）】 2Cu²⁺ + 4I⁻ = 2CuI↓(白色) + I₂ 2Cu²⁺ + 2S₂O₃²⁻ + 2H₂O = Cu₂S↓ + S↓ + 2SO₄²⁻ + 4H⁺ 【Cu⁺ → Cu²⁺（氧化）】 2Cu₂O + O₂ =加热= 4CuO Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + Cu + H₂O（歧化——部分+1→+2，部分+1→0） 【Cu⁺ → Cu（进一步还原）】 Cu₂O + H₂ =加热= 2Cu + H₂O Cu₂O + CO =加热= 2Cu + CO₂ 第八章 高考命题规律与考点精析 8.1 核心考点分布 考点 题型 分值 难度 频率 备考建议 铜的原子结构 与电子排布 选择题/填空 2-3分 ★★ 高频 Cu: [Ar]3d¹⁰4s¹ （特殊排布！ 不是3d⁹4s²） 铜与非金属 反应产物判断 选择题 2-3分 ★★★ 中频 Cu+Cl₂→CuCl₂(高价) Cu+S→Cu₂S(低价) "强高弱低"规律 铜与HNO₃/ 浓H₂SO₄反应 选择题 填空题 计算题 4-10分 ★★★★ 每年必考 稀HNO₃：3Cu+8HNO₃→ Cu(NO₃)₂+NO+H₂O 浓HNO₃：Cu+4HNO₃→ Cu(NO₃)₂+NO₂+H₂O 电解CuSO₄溶液 与电解精炼铜 选择题/填空 4-8分 ★★★★ 每年必考 （电化学交叉） 惰性电极：放氧生酸 铜电极（精炼）：阳极溶解 阳极泥含Ag/Au/Pt Cu(OH)₂的 两性与配合 选择题 实验题 2-6分 ★★★★ 高频 溶于浓NaOH生成 [Cu(OH)₄]²⁻ 溶于NH₃·H₂O生成 [Cu(NH₃)₄]²⁺(深蓝) 铜的配合物 颜色变化 选择题 推断题 2-4分 ★★★ 高频 （推断题线索） Cu²⁺(aq)蓝色→+NH₃ →蓝沉淀→过量NH₃ →深蓝溶液 是推断Cu²⁺的"指纹" Cu₂O与CuO 性质对比 选择题 2-4分 ★★★ 中频 Cu₂O(砖红)+H₂SO₄→ CuSO₄+Cu(歧化！) CuO(黑)+H₂SO₄→ CuSO₄+H₂O(中和) 无水CuSO₄ 检验水 选择题 实验题 2-3分 ★★ 中频 白色CuSO₄粉末 遇H₂O变蓝→ 检验H₂O的存在 铜的离子共存 与推断 选择题 推断题 2-6分 ★★★★ 高频 Cu²⁺+S²⁻→CuS↓ Cu²⁺+I⁻→CuI↓+I₂ Cu²⁺+Fe→Cu+Fe²⁺ 铜绿的形成 与铜的腐蚀 选择题 2-3分 ★★ 中频 （STSE） 2Cu+O₂+CO₂+H₂O →Cu₂(OH)₂CO₃ 铜绿致密有保护性 8.2 常见失分点与应对策略 失分点 错误表现 正确理解 Cu的电子排布 写错 写成 [Ar]3d⁹4s² （按填充顺序） [Ar]3d¹⁰4s¹ 3d全满+4s半满 → 洪特规则附加稳定性 Cu与S反应 产物写错 写成 Cu + S → CuS （+2价） S氧化性弱→只能将Cu氧化至+1 → 2Cu+S=Cu₂S 同Fe+S→FeS（+2而非+3） 铜与稀H₂SO₄ 反应判断错 认为稀H₂SO₄能与Cu 反应（或缓慢反应） Cu在金属活动性顺序H之后 → 不与非氧化性酸反应 稀H₂SO₄/稀HCl不能溶解Cu Cu(OH)₂的 两性表述不妥 说"Cu(OH)₂是两性 氢氧化物" 或"Cu(OH)₂无两性" 应该说"Cu(OH)₂具有微弱的 两性——可溶于浓NaOH 但不如Al(OH)₃/Zn(OH)₂ 的两性典型和显著" 电解CuSO₄ 产物写错 写阴极析出H₂ 而不是Cu Cu²⁺的放电顺序 在H⁺(水)之前→ 阴极先析出Cu而非H₂ （电极电势决定） 铜与浓H₂SO₄ 反应中H₂SO₄ 角色不分 认为2mol H₂SO₄ 都充当氧化剂 1mol作氧化剂(S→SO₂) 1mol作酸(→SO₄²⁻成盐) →一半氧化，一半成盐 与Cu+4HNO₃(浓)的 2:2比例同理分析 Cu₂O与H₂SO₄ 反应误认为 简单中和 写为Cu₂O+H₂SO₄= Cu₂SO₄+H₂O 实际是歧化反应！ Cu₂O+H₂SO₄=CuSO₄+Cu+H₂O Cu⁺→部分氧化至Cu²⁺ 部分还原至Cu 产物中有红色金属Cu析出 配合物颜色 记忆混淆 [Cu(NH₃)₄]²⁺答为 "蓝色"而非"深蓝色" 或[CuCl₄]²⁻答错颜色 [Cu(NH₃)₄]²⁺=深蓝色 [Cu(H₂O)₄]²⁺=蓝色 [CuCl₄]²⁻=黄绿色 [Cu(OH)₄]²⁻=深蓝色 Cu(OH)₂=蓝色沉淀 第九章 典型例题精讲 例题1：铜的电子排布与周期表位置 【题目】下列说法正确的是（ ） A. Cu 的基态原子电子排布为 [Ar]3d⁹4s² B. Cu 位于第四周期第IB族，属于 ds 区元素 C. Cu²⁺ 的电子排布为 [Ar]3d⁹ D. Cu 的第一电离能小于 K 的第一电离能 【解析】 A ×：Cu 的实际基态电子排布为 [Ar]3d¹⁰4s¹，洪特规则的附加稳定性使 3d 全满 + 4s 半满优于 3d⁹4s²。 B √：第四周期 → n=4 最大；IB族 → (n−1)d¹⁰ns¹；最后填充 d 轨道且 ds 区属 IB/IIB。 C √：Cu([Ar]3d¹⁰4s¹) 失去最外层的 4s¹ 和 3d 中的一个电子 → Cu²⁺: [Ar]3d⁹。 D ×：Cu 的 I₁=746 kJ/mol，K 的 I₁=419 kJ/mol。Cu 的核电荷更大、半径更小 → I₁ 更大。 【答案】B、C 例题2：铜与硝酸反应的计算 【题目】将 3.84 g 铜片加入 100 mL 稀 HNO₃（已知 HNO₃ 恰好完全反应），产生气体为 NO。求：(1) 产生 NO 的体积（标准状况下）；(2) 原 HNO₃ 溶液的物质的量浓度。 【解析】 n(Cu) = 3.84 ÷ 64 = 0.0600 mol 反应：3Cu + 8HNO₃(稀) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O 比例：3 mol Cu ~ 8 mol HNO₃ ~ 2 mol NO n(NO) = 0.0600 × (2/3) = 0.0400 mol V(NO) = 0.0400 × 22.4 = 0.896 L（标准状况） n(HNO₃) = 0.0600 × (8/3) = 0.160 mol c(HNO₃) = 0.160 ÷ 0.100 = 1.60 mol/L 验证：HNO₃ 中 2/8 = 25% 充当氧化剂（被还原为 NO），6/8 = 75% 充当酸（提供 NO₃⁻ 与 Cu²⁺ 成盐）。充当氧化剂的 HNO₃：0.160 × 0.25 = 0.040 mol，恰好生成 0.040 mol NO——电子守恒。 【答案】(1) 0.896 L；(2) 1.60 mol/L 例题3：铜氨配合物的形成与性质 【题目】向 CuSO₄ 溶液中逐滴加入 NH₃·H₂O，观察到的现象是： 先________，继续加入过量 NH₃·H₂O 后________。 写出第二步反应的离子方程式，并说明为何最终溶液中再加入 Na₂S 溶液时产生黑色沉淀。 【解析】 现象：先产生蓝色絮状沉淀（Cu(OH)₂），继续加过量NH₃·H₂O后沉淀溶解，溶液变为深蓝色（[Cu(NH₃)₄]²⁺）。 第二步离子方程式：Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O 加入 Na₂S 溶液后产生黑色沉淀（CuS↓），原因是 CuS 的溶度积极小（K_sp≈6×10⁻³⁶），尽管 Cu²⁺ 被 NH₃ 配合后游离 Cu²⁺ 浓度极低，但 CuS 的 K_sp 足够小，使得即使在这种极低的Cu²⁺ 浓度下，[Cu²⁺][S²⁻] 仍能超过 K_sp → CuS 沉淀析出。平衡移动方向：[Cu(NH₃)₄]²⁺ + S²⁻ ⇌ CuS↓ + 4NH₃（平衡向右移动——沉淀的生成驱动了配合物的解离）。 例题4：铜系推断题 【题目】A~F 是中学化学常见的物质。已知： ① A 是一种紫红色金属，B 是蓝色溶液，C 是黑色固体； ② A 在加热条件下与浓硫酸反应生成 B 和有刺激性气味的气体 D； ③ 向 B 中逐滴加入 NH₃·H₂O 先产生蓝色沉淀 E，继续加 NH₃·H₂O 沉淀溶解变为深蓝色溶液 F； ④ C 溶于稀硫酸生成 B 和水； ⑤ 向 B 中通入 H₂S 气体产生黑色沉淀 G。 请回答：(1) 写出各物质的化学式；(2) 写出反应②的化学方程式；(3) 写出反应③中沉淀溶解的离子方程式。 【解析】 ① → A = Cu（紫红色金属），B = CuSO₄ 溶液（蓝色），C = CuO（黑色固体）。 ② → Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O。D = SO₂（有刺激性气味）。验证。 ③ → CuSO₄ + 2NH₃·H₂O(少量) = Cu(OH)₂↓ + (NH₄)₂SO₄ → E = Cu(OH)₂（蓝色沉淀）；Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O(过量) = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O → F = [Cu(NH₃)₄]²⁺（深蓝色溶液）。验证。 ④ → CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O → 验证 C=CuO。 ⑤ → CuSO₄ + H₂S = CuS↓(黑色) + H₂SO₄ → G = CuS。验证。 答案：A: Cu, B: CuSO₄, C: CuO, D: SO₂, E: Cu(OH)₂, F: [Cu(NH₃)₄]SO₄(或 [Cu(NH₃)₄]²⁺), G: CuS。 反应②：Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 反应③沉淀溶解：Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O 第十章 知识网络与复习策略 10.1 铜及其化合物知识体系全景 铜及其化合物知识体系 │ ├── 铜单质（Cu）—— [Ar]3d¹⁰4s¹，第四周期IB族，ds区 │ ├── 物理性质：紫红色，导电性第二，延展性好 │ ├── 与非金属：Cu+O₂→CuO(黑)；Cu+S→Cu₂S(黑)；Cu+Cl₂→CuCl₂(棕黄) │ ├── 与酸：不溶于稀HCl/H₂SO₄（H后金属） │ │ 与浓H₂SO₄(加热)→CuSO₄+SO₂ │ │ 与稀HNO₃→Cu(NO₃)₂+NO；与浓HNO₃→Cu(NO₃)₂+NO₂ │ ├── 与盐溶液：Cu+2Ag⁺→Cu²⁺+2Ag；Cu+2Fe³⁺→Cu²⁺+2Fe²⁺(蚀刻PCB) │ └── 冶炼：火法（冰铜→吹炼→粗铜）+ 电解精炼（阳极泥含Ag/Au/Pt） │ ├── Cu²⁺ 系列（+2价，水溶液中稳定） │ ├── CuO（黑色）——碱性氧化物，高温分解为Cu₂O+O₂ │ ├── Cu(OH)₂（蓝色絮状沉淀）——两性微弱，溶于浓NaOH→[Cu(OH)₄]²⁻ │ ├── CuSO₄·5H₂O（胆矾，蓝色晶体）——加热失水→白色无水CuSO₄（检验H₂O） │ ├── CuS（黑色）——K_sp极小，酸中不溶 │ ├── Cu²⁺配合物——[Cu(NH₃)₄]²⁺(深蓝)、[Cu(H₂O)₄]²⁺(蓝)、[CuCl₄]²⁻(黄绿) │ ├── 电解CuSO₄溶液（惰性电极）→阴极析Cu，阳极放O₂+"放氧生酸" │ └── 检验：①NH₃·H₂O法(蓝沉淀→深蓝溶液)；②H₂S/Na₂S法(黑色CuS↓) │ ├── Cu⁺ 系列（+1价，固态稳定，水中歧化） │ ├── Cu₂O（砖红色）——+H₂SO₄→CuSO₄+Cu（歧化！） │ │ └── 斐林反应（醛+Cu(OH)₂→Cu₂O↓砖红） │ ├── Cu₂S（黑色）——Cu+S=加热=Cu₂S │ ├── CuI（白色↓）——2Cu²⁺+4I⁻=2CuI↓+I₂（碘量法基础） │ └── 歧化倾向：2Cu⁺⇌Cu+Cu²⁺（水中平衡偏向右侧） │ └── 核心转化 ├── Cu → Cu²⁺：强氧化剂（Cl₂, HNO₃, 浓H₂SO₄加热, Fe³⁺, Ag⁺） ├── Cu²⁺ → Cu：还原剂（Fe, Zn）+ H₂/CO/C(高温) ├── Cu → Cu⁺：弱氧化剂（S, O₂高温控制） ├── Cu⁺ → Cu²⁺：O₂(加热), 酸性歧化 └── Cu²⁺ → Cu⁺：I⁻, S₂O₃²⁻等中等还原剂 10.2 复习方法建议 第一条：牢记 Cu 的特殊电子排布——[Ar]3d¹⁰4s¹（而非 3d⁹4s²！）。与 Cr([Ar]3d⁵4s¹) 并列记忆——两者都是"全满/半满"驱动下的"反常"排布 第二条：铜与硝酸的两个方程式（稀/浓）是计算题的高频素材——必须同时记住配平系数（3:8 和 1:4）、还原产物（NO/NO₂）以及充当氧化剂的 HNO₃ 比例 第三条：铜氨配合物的"先沉淀后溶解"两步实验现象——先蓝↓后深蓝溶液——是检验 Cu²⁺ 的"指纹"操作，也是推断题中确认 Cu²⁺ 的核心线索 第四条：Cu₂O 的歧化反应（Cu₂O+H₂SO₄=CuSO₄+Cu+H₂O）是氧化还原的经典案例——Cu⁺在酸性条件下歧化产生金属Cu和Cu²⁺。与 Fe₃O₄+HCl=FeCl₂+2FeCl₃（非氧化还原，仅是复分解）形成对比 第五条：电解精炼铜与电化学知识紧密交叉——粗铜阳极、纯铜阴极、阳极泥含有贵金属、溶液中CuSO₄浓度基本不变——这四点连在一起，是电解精炼的完整答题模板 第六条：铜的颜色记忆——紫红(Cu)、黑色(CuO/CuS/Cu₂S)、砖红(Cu₂O)、蓝色(CuSO₄/Cu(OH)₂/[Cu(H₂O)₄]²⁺)、深蓝([Cu(NH₃)₄]²⁺/[Cu(OH)₄]²⁻)、黄绿([CuCl₄]²⁻)、白色(无水CuSO₄/CuI)、绿色(铜绿Cu₂(OH)₂CO₃)——颜色是推断铜的关键线索 10.3 铜的"颜色密码"速记 颜色 物质 特征/出现场景 紫红色 Cu（金属单质） 铜片、铜丝、铜粉的本色 黑色 CuO CuS, Cu₂S CuO：铜在O₂中加热产物 CuS：Cu²⁺+H₂S→黑色↓（酸中不溶） 砖红色 Cu₂O 斐林反应产物；CuO高温分解产物 蓝色（溶液） [Cu(H₂O)₄]²⁺ CuSO₄溶液 Cu²⁺水溶液的基础颜色 蓝色（固体） CuSO₄·5H₂O(胆矾) Cu(OH)₂(沉淀) 胆矾=蓝色晶体 Cu(OH)₂=蓝色絮状沉淀 深蓝色（溶液） [Cu(NH₃)₄]²⁺ [Cu(OH)₄]²⁻ 铜氨配合物=Cu²⁺的"专属"检验 +浓NaOH后也显深蓝 黄绿色 [CuCl₄]²⁻ Cu²⁺+浓HCl（配体交换） 白色 无水CuSO₄ CuI 无水CuSO₄遇水变蓝→检验H₂O CuI=碘量法中的白色沉淀 绿色 Cu₂(OH)₂CO₃ (铜绿/铜锈) 铜在潮湿空气中腐蚀的产物 致密→有保护作用 附录 铜及其化合物核心反应方程式速查表 【一、铜单质的反应】 2Cu + O₂ =加热= 2CuO 2Cu + O₂ + CO₂ + H₂O = Cu₂(OH)₂CO₃（铜绿，潮湿空气中缓慢反应） Cu + Cl₂ =点燃= CuCl₂ 2Cu + S =加热= Cu₂S（注意产物是 Cu₂S 而非 CuS！） Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 3Cu + 8HNO₃(稀) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O Cu + 4HNO₃(浓) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag Cu + 2Fe³⁺ = Cu²⁺ + 2Fe²⁺（蚀刻PCB） 【二、铜的氧化物与氢氧化物反应】 CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O CuO + H₂ =加热= Cu + H₂O 4CuO =高温(>1000°C)= 2Cu₂O + O₂↑ Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + Cu + H₂O（歧化反应！） 2Cu₂O + O₂ =加热= 4CuO Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O Cu(OH)₂ =加热= CuO + H₂O Cu(OH)₂ + 2NaOH(浓) = Na₂[Cu(OH)₄]（微弱两性） 【三、铜的配合物反应】 Cu²⁺ + 2NH₃·H₂O(少量) = Cu(OH)₂↓ + 2NH₄⁺ Cu(OH)₂ + 4NH₃·H₂O = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH⁻ + 4H₂O Cu²⁺ + 4NH₃·H₂O(过量) = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4H₂O（总反应） Cu²⁺ + 4Cl⁻(浓) ⇌ [CuCl₄]²⁻（黄色，稀释逆向→蓝色） 【四、Cu²⁺的沉淀与氧化还原反应】 Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓（蓝色絮状） Cu²⁺ + S²⁻ = CuS↓（黑色，K_sp极小，酸中不溶） Cu²⁺ + Fe = Fe²⁺ + Cu（置换——湿法炼铜） Cu²⁺ + Zn = Zn²⁺ + Cu 2Cu²⁺ + 4I⁻ = 2CuI↓(白色) + I₂（碘量法测定铜） RCHO + 2Cu(OH)₂ + NaOH =加热= RCOONa + Cu₂O↓(砖红) + 3H₂O（斐林反应） 【五、电解反应】 2CuSO₄ + 2H₂O =电解= 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄（惰性电极，放氧生酸型） 阳极(Cu)：Cu − 2e⁻ = Cu²⁺；阴极：Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu（电解精炼/电镀铜） — 全文完 — 本文内容为原创编撰，仅供学习参考。 知识框架参考：人教版高中化学必修一（金属材料·铜）+ 选择性必修2（物质结构与性质·配合物）；Cotton & Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry"（IB族元素）。 如需更深入研究，建议配合教材、历年高考真题及大学无机化学教材使用。 学科网（北京）股份有限公司 $