s区金属
1 碱金属和碱土金属的通性
存在：光卤石KCl•MgCl2•6H2O，
明矾石KAl3(SO4)2(OH)6，方解石CaCO3，
石膏CaSO4•2H2O，重晶石BaSO4。
2 单质
2.1单质的物理性质
2.2单质的用途
a、锂离子电池（寿命长、记忆能力差）
b、合金
2.3单质的化学性质
1)从上至下，金属性，IA>IIA
2)与氧气：Li2O，Na2O2，MO2；MO，BaO2
3)与空气：还有金属的氮化物
4)与水：锂、钠、钾等；铍与水蒸气、镁与热水、钙等
5)非水相还原剂
TiCl4+4Na=Ti+4NaCl；SiO2+2Mg=Si+2MgO
2.4单质的制备
1)熔盐电解（图20-1）
2)热分解：2MN3=2M+3N2；M=Na、K、Rb、Cs
3)热还原
KCl+Na=NaCl+K
2RbCl+Ca=CaCl2+2Rb
K2CO3+2C=3CO+2K
碱金属和碱土金属的化合物
一、氧化物、过氧化物、超氧化物、臭氧化物
Li2O与水或二氧化碳
Na2O2与水或二氧化碳
KO2与水或二氧化碳
2KO2+2H2O=O2+H2O2+2KOH
4KO2+2CO2=2K2CO3+3O2
3KOH(s)+2O3(g)=2KO3(s)+KOH•H2O(s)+0.5O2(g)
二、氢氧化物
1、碱性：LiOH、Mg(OH)2中强碱，Be(OH)2两性
2、俗称：NaOH烧碱、火碱、苛性钠；Ca(OH)2熟石灰
3、强腐蚀性：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
三、盐类
1、焰色反应：锂（红色）；钠（黄色）；钾、铷、铯（紫色）；钙（橙红色）；锶（洋红色）；钡（绿色）
2、溶解性：LiOH、Li2CO3、Li3PO4；Na[Sb(OH)6]、NaAc•Zn(Ac)2•3UO2(Ac)2•9H2O；KClO4、KHC4H4O6、K4[PtCl6]、K2Na[Co(NO2)6]、K[B(C6H5)4]；半径比规则
3、盐类带结晶水的能力
Z/r比越高，结合水的能力越强。
CaCl2干燥剂（除氨和乙醇）
4、形成复盐的能力
光卤石：MCl•MgCl2•6H2O；K+、Rb+、Cs+
矾类：M2SO4•MgSO4•6H2O；K+、Rb+、Cs+
MIMIII(SO4)2•12H2O；MI= Na+、K+、Rb+、Cs+ ； MIII= Al3+、Cr3+、Fe3+、Co3+
5、热稳定性：金属越活泼，盐稳定性越高
6、重要盐类：碳酸钡（苏打、纯碱）
四、配合物
冠醚
穴醚
卟啉
杯芳烃
p区金属
p区金属概述
一、分布
IIIA族：Al、Ga、In、Tl
IVA族：Ge、Sn、Pb
VA族： Sb、Bi
VIA族：Po
价电子结构;主要氧化态
低氧化态离子性为主，高氧化态共价性为主
离子电荷高、半径小，容易水解
2 铝、镓分族
价电子构型：ns2 np1，缺电子原子
2-1 铝及其化合物
一、单质铝的冶炼及性质
1、冶炼[铝土矿(Al2O3•2H2O)]：Al2O3+2NaOH+2H2O=2Na[Al(OH)4]
Al2O3+Na2CO3=2NaAlO2+CO2，固相反应
2Na[Al(OH)4]+CO2=2Al(OH)3+Na2CO3+H2O
2NaAlO2+CO2+3H2O=2Al(OH)3+Na2CO3
2Al(OH)3=Al2O3+3H2O
2Al2O3=4Al+3O2（电解，装置见670页）
2、铝的性质
1）铝的亲氧性
2Al+Fe2O3=Al2O3+2Fe，
并放出大量热，用作铝热剂
炼钢的脱氧剂
4Al+3TiO2+3C=2Al2O3+3TiC（耐高温材料）
2）铝的两性
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2；
2Al+6H2SO4(浓、热)=Al2(SO4)3+3SO2+6H2O
2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2
冷的浓硫酸及硝酸中钝化。
二、铝的氧化物及其水合物
1、Al2O3：-Al2O3，刚玉，六方紧密堆积构型，高硬度、耐磨、耐火材料，
含Cr3+离子的刚玉为红宝石；含Fe2+、Fe3+、Ti4+的刚玉为蓝宝石。不溶于水、酸和碱，化学性质稳定。
由铝在空气中燃烧或灼烧氢氧化铝或铝的硝酸盐、硫酸盐得到。
-Al2O3，活性氧化铝，面心立方紧密堆积构型，由氢氧化铝缓慢加热到723 K生成，1273 k则转化成-Al2O3，可溶于酸碱：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O;
Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]
-Al2O3，NaAl11O17，离子传递，蓄电池
2、Al(OH)3：两性
2Na[Al(OH)4]+CO2=2Al(OH)3+Na2CO3+H2O
三、铝盐和铝酸盐
1、铝盐和铝酸盐的形成和水解性
Al、Al2O3、Al(OH)3与酸反应得Al3+盐
Al、Al2O3、Al(OH)3与碱反应得[Al(OH)4]盐
转化；弱酸的铝盐双水解：2Al3++3CO32+3H2O=2Al(OH)3+3CO2
2Al(OH)3+12HF+3Na2CO3=2Na3AlF6+3CO2+9H2O
2、几种重要铝盐
Al2Cl6；明矾KAl(SO4)2•12H2O
2-2 周期表中的对角线关系
Li和Mg；Be和Al
一、 Li和Mg元素的相似性
1.与氧气反应； 2.氢氧化物易分解为氧化物
3.碳酸盐易分解； 4.氟化物、磷酸盐、碳酸盐难溶
5.Li+和Mg2+离子的水合能力很强
二、Be和Al元素的相似性
1.活泼金属、电势接近；2.在空气中形成致密的氧化物膜
3.氧化物熔点高、硬度高； 4.单质与氢氧化物为两性
5.BeCl2和AlCl3具有缺电子特征，聚合和缔合
6.盐易水解，高氧化态阴离子盐难溶
3 锗分族
锗、锡、铅，IVA族，ns2 np2
3-1 锗、锡、铅的存在与冶炼
无烟煤的煤灰中锗的含量高达4%~7.5%，锡石，方铅矿
GeS2+3O2=GeO2+2SO2；GeO2+4HCl=GeCl4+2H2O
GeCl4+4H2O=GeO2+4HCl；GeO2+2H2=Ge+2H2O
SnO2+2C=Sn+2CO；
2PbS+3O2=2PbO+2SO2； PbO+C=Pb+CO；
PbO+CO=Pb+CO2； PbS+Fe=Pb+FeS
3-2 锗、锡、铅的单质
一、锗、锡、铅单质的物理性质及用途
1、物理性质（表21-4）
锡的同素异形体
型（灰锡），金刚石型立方晶体,
型（白锡），四方晶系，存在于286 K~434 K，低温锡疫
型（脆锡），正交晶系，
锗作半导体材料，锡和铅制合金，锡还作焊锡、锡箔，铅还作蓄电池
2、化学性质
1）与空气、水：锗、锡稳定，2Pb+O2+CO2+H2O=Pb2(OH)2CO3
2）与HCl和HAc：Sn+2HCl(浓)=SnCl2+H2；
Pb由于PbCl2难溶须加热及浓盐酸Pb+4HCl=H2[PbCl4]+H2
2Pb+O2+2HAc=2Pb(Ac)2+H2O
3）与H2SO4：Ge(Sn)+4H2SO4(浓)=Ge(SO4)2+2SO2+4H2O
Pb+3H2SO4(浓)=Pb(HSO4)2+SO2+2H2O
4）与HNO3： Ge+4HNO3(浓)=GeO2•H2O+4NO2+H2O
4Sn+10HNO3(稀)=4Sn(NO3)2+NH4NO3+3H2O
Sn+4HNO3(浓)=SnO2•H2O+4NO2+H2O
3Pb+8HNO3(稀)=3Pb(NO3)2+2NO+4H2O
5）与NaOH： Ge+2NaOH+H2O=Na2GeO3+2H2
3-3 锗、锡、铅的化合物
一、锗、锡、铅的氧化物和氢氧化物
1、氧化物
MO2两性偏酸性，MO两性偏碱性
SnO2：不溶于水、酸、碱，固相溶于碱或碱和硫的混合物
SnO2+2NaOH=Na2SnO3+H2O；SnO2+2Na2CO3+4S=Na2SnS3+Na2SO4+2CO2
非整比化合物（Sn原子过量），n型半导体，吸附还原性气体，传感器
PbO：密陀僧，易溶于醋酸和硝酸
PbO2：棕黑色，PbO2+2NaOH=Na2PbO3+H2O
PbO2+4HCl=PbCl2+Cl2+2H2O；PbO2+H2SO4=PbSO4+O2+2H2O
5PbO2+2Mn(NO3)2+6HNO3=2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O
PbO2与S、P摩擦起火
Pb3O4：红色，铅丹或红丹
Pb3O4+4HNO3=PbO2+2Pb(NO3)2+2H2O
2、氢氧化物
1）Ge(OH)2、Sn(OH)2、Pb(OH)2
两性氢氧化物，从左到右，酸性减弱
从左到右，还原性减弱
3Na2[Sn(OH)4]+2BiCl3+6NaOH=2Bi+3Na2[Sn(OH)6]+6NaCl
2）Ge(OH)4、Sn(OH)4两性氢氧化物
M(OH)4+2NaOH=Na2[M(OH)6]
二、卤化物
1、四卤化物（共价性）
2、二卤化物（离子性）
Ge(IV) Sn(IV) Pb(IV)
稳定性减弱，氧化性增强
Ge(II) Sn(II) Pb(II)
稳定性增强，还原性减弱
SnCl2： 保存与检验
1）水解：SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl+HCl
2）还原性：2HgCl2+SnCl2=SnCl4+Hg2Cl2；Hg2Cl2+SnCl2=SnCl4+2Hg
PbCl2与PbI2：PbCl2+2HCl=H2[PbCl4]；PbI2+2HI=H2[PbI4]
三、硫化物
四、Pb(II)的含氧酸盐
686页表21-9
4 锑和铋
ns2 np3
4-1 锑、铋的单质
1、存在：我国锑的含量占世界第一位，湖南冷水江的锡矿山是世界最大的锑矿。辉锑矿(Sb2S3)、辉铋矿(Bi2S3)。
2、提取： 2Sb2S3+3O2+6Fe=Sb4O6+6FeS；Sb4O6+6C=4Sb+6CO；Bi2S3+3Fe=2Bi+3FeS
3、性质
1）与氧气、卤素、硫
2）与浓硝酸、浓硫酸、王水：2M+6H2SO4=M2(SO4)3+3SO2+6H2O
4、用途：伍德合金用作保险丝、灭火和蒸气锅炉中安全装置
4-2 锑、铋的化合物
一、氢化物（688页表21-10）
热稳定性；碱性
二、氧化物及其水合物
1、氧化物
4M+3O2=M2O3
3Sb+5HNO3+8H2O=3H[Sb(OH)6]；4H[Sb(OH)6]=Sb4O10+14H2O
Bi+4HNO3=Bi(NO3)3+NO+2H2O；
Bi(OH)3+Cl2+3NaOH=NaBiO3+2NaCl+3H2O
NaSbO2

H[Sb(OH)6]
5NaBiO3+2Mn2++14H+=2MnO4-+5Bi3++7H2O+5Na+
金属离子电荷较大时结合氧原子如SbO+、BiO+等
2、氧化物的水合物
3、卤化物
MCl3+H2O=MOCl+2HCl
AsCl5+SbCl5=[AsCl4]+[SbCl6]
4、硫化物
As2S3 + 6NaOH=Na3AsO3 + Na3AsS3 + 3H2O
Sb2S3 + 6NaOH=Na3SbO3 + Na3SbS3 + 3H2O
ds区金属
IB和IIB族元素按电子构型属于ds区，但它们的共性不多。铜族元素与前面的过渡元素接近一些，它们的氧化态是可变的。锌族元素则比较接近主族元素，它们的氧化态主要是+II。这两族元素属“亲硫元素”，在自然界中多以硫化物形式存在。
1 铜族元素
11 铜族元素的通性
定义：周期表中IB族元素的总称，包括铜、银、金三种元素。
价电子构型: (n1)d10 ns1, 与碱金属的区别。
铜族元素的基本性质列于表20-1中。
常见氧化态为+I、+II、+III三种，说明d电子可以参与成键，这是因为(n1)d轨道与ns轨道能量相差不大的缘故。
第一电离势比相应的碱金属高得多，标准电极电势数值比碱金属大得多，说明其金属性较弱，还不如氢。
从上到下，金属活泼性降低。与副族元素相同，而与主族元素相反，这是因为核电荷数增加，加上次外层18电子结构的屏蔽效应小，有效核电荷增加明显，是主要因素；原子半径变化不大，是次要因素。
本族元素的离子为18电子结构，有很强的极化作用和明显的变形性，所以容易形成共价化合物；同时，由于d、s、p轨道能量相差不大，因此空轨道较多，形成配合物的趋势强烈。
12 金属单质
一、存在与冶炼
金属中，铜、银、金是人们最早熟悉的，因为其化学性质较稳定，在自然界中有游离的单质存在。
我国铜矿居世界第三位，主要集中在江西、云南、甘肃、湖北、安徽、西藏。游离铜的矿床很少，主要铜矿有辉铜矿（Cu2S）、黄铜矿（CuFeS2）、斑铜矿（Cu3FeS4）、赤铜矿（Cu2O）、蓝铜矿（2CuCO3·Cu(OH)2）和孔雀石（ CuCO3·Cu(OH)2 ）等。
银主要以硫化物的形式存在。除较小的闪银矿以外（Ag2S），硫化银常与方铅矿共生，我国含银的铅锌矿非常丰富。
金矿主要有岩脉金（散布于岩石中）和冲积金（存在于砂铄中）两种。我国黄金矿藏遍布26个省、自治区，黄金年产量已跃居世界第六位。
铜的冶炼（黄铜矿）
1、富集：将硫化物矿进行浮选；
2、焙烧：除去部分的硫和挥发性杂质如As2O3等，并使部分硫化物转化成氧化物。2CuFeS2+O2=Cu2S+2FeS+SO2↑
3、制粗铜：把焙烧过的矿石与砂子混合，在反射炉中加热到1273K左右，FeS氧化成FeO以后，FeO又和SiO2形成熔渣(FeSiO3)
FeO+SiO2=FeSiO3 mCu2S+nFeS=冰铜
4、制泡铜：把冰铜放入转炉，鼓风熔炼，得到大约含铜98%左右的粗铜。2Cu2S+3O2=2Cu2O+2SO2↑ 2Cu2O+Cu2S=6Cu+SO2↑
5、精练：为了获得高导电性的更纯的铜和提取贵重金属（金、银等），进行电解精练铜。纯度可达99.95%-99.98%。
阳极（氧化反应）：Cu（粗铜）-2e-=Cu2+
阴极（还原反应）：Cu2++2e-=Cu（精铜）
金、银的提炼：
氰化法提炼含量很低的银矿和金矿。
1、用稀的氰化钾或氰化钠溶液处理粉碎的矿石：
4Ag+8NaCN+2H2O+O2=4Na[Ag(CN)2]+4NaOH
Ag2S+4NaCN=2Na[Ag(CN)2]+Na2S
4Au+8NaCN+2H2O+O2=4Na[Au(CN)2]+4NaOH
2、用锌进行置换
2Na[Ag(CN)2] +Zn=2Ag+2Na2[Zn(CN)4]
2Na[Au(CN)2] +Zn=2Au+2Na2[Zn(CN)4]
二、性质和用途
1、物理性质：铜、银、金依次为紫红色、银白色和黄色的金属，单质具有较大的密度、熔沸点，导电、导热性能好，延展性好（1克金能抽成3公里的金丝或压成厚约0.0001毫米的金箔。银的导电导热性能在金属中排第一，铜其次。微量杂质，特别是As和Sb的存在会大大降低铜的导电性。铜、银、金的物理性质见下表。
2、化学性质
铜族元素的化学性质远比碱金属低，并按铜、银、金的顺序活泼性降低。在某些条件下铜族元素可与氧气、卤素及酸反应。
（1）与氧气反应：2Cu+O2=2CuO（黑色）
2Cu+H2O+CO2+O2=2Cu(OH)2.CuCO3。（铜绿）
2Ag+H2S=Ag2S+H2
（2）与卤素的反应：Cu+Cl2=CuCl2
2Ag+Cl2=2AgCl；
2Au+3Cl2=2AuCl3。
（3）与酸的反应：非氧化性酸，必须在有氧气存在下或能形成配离子时才能反应，如：2Cu+4HCl+O2=2CuCl2+2H2O；2Cu+2H2SO4+O2=2CuSO4+2H2O；2Cu+8HCl(浓)=2H3[CuCl4]+H2↑
氧化性的酸可以与铜、银反应：Cu+2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2↑ +2H2O；2Ag+2H2SO4(浓)=Ag2SO4+SO2↑+2H2O；
金只能溶于王水：Au+4HCl+HNO3=HAuCl4+NO↑+2H2O
3、用途
（1）电气工业：高纯铜作导电材料
（2）金属货币和装饰品：银和金
（3）炊具
（4）合金，如青铜（80%铜、15%锡和5%锌）质坚韧、易铸，熔点较纯铜低，硬度却提高很多；黄铜（ 60%铜、40%锌）广泛用作仪器零件；白铜（50-70%铜、18-20%镍、13-15%锌）主要用作刀具。
13 铜族元素的主要化合物
一、铜的化合物
铜的氧化态主要有+I和+II，氧化态为+III的化合物很少见。
1、氧化态为+I的化合物
（1）氧化物
硫酸铜碱性溶液用葡萄糖还原，可以制得Cu2O：
其化学反应方程式为： 2[Cu(OH)4]2+CH2OH(CHOH)4CHO==
3OH+CH2OH(CHOH)4COO+3H2O+Cu2O↓
（2）卤化物
2Cu2++4I=2CuI↓+I2；
定量测定铜。
I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI
CuCl2或CuBr2的热溶液与各种还原剂如二氧化硫、二氯化锡等反应也可以得到白色的CuCl或CuBr沉淀。
2CuCl2+SO2+2H2O=2CuCl+H2SO4+2HCl
在热的浓盐酸中，用铜将CuCl2还原，也可以制得白色的CuCl：
Cu+CuCl2=2CuCl
CuCl在不同浓度的KCl溶液中，可以形成配离子[CuCl2]、 [CuCl3]2、 [CuCl4]3。
（3）硫化亚铜
硫化亚铜是难溶的黑色物质，其溶度积常数为2×1047，由过量的铜与硫加热制得：2Cu+S=Cu2S
在硫酸铜溶液中加入硫代硫酸钠溶液，加热也能生成硫化亚铜沉淀：2Cu2++2S2O32+2H2O=Cu2S↓+S↓+2SO42+4H+
分析化学上常用该反应除去铜。

2、氧化态为+II的化合物
（1）氧化铜和氢氧化铜
在硫酸铜溶液中加入强碱，就生成淡蓝色的氢氧化铜沉淀：CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4
氢氧化铜的热稳定性比较差，在溶液中加热到80℃，即分解为黑褐色的CuO。 Cu(OH)2=CuO↓+H2O
CuO具有一定的氧化性，可被H2、C、CO、NH3等还原为金属铜：3CuO+2NH3=3Cu+3H2O+N2
氧化铜对热比较稳定，只有超过1273K时，才发生明显的分解，生成暗红色的氧化亚铜：2CuO=Cu2O+0.5O2↑
氢氧化铜具有两性，所以既溶于酸，也溶于碱。Cu(OH)2+H2SO4=CuSO4+2H2O Cu(OH)2+2NaOH=Na2[Cu(OH)4]四羟基合铜酸钠，蓝色
往硫酸铜溶液中加入氨水
先生成浅蓝色的碱式硫酸铜（注意：非氢氧化铜）2CuSO4+2NH3·H2O=(NH4)2SO4+Cu2(OH)2SO4↓
继续加入氨水，沉淀溶解生成深蓝色的四氨合铜配离子Cu2(OH)2SO4+8NH3=2[Cu(NH3)4]2++SO42+2OH
这个铜氨溶液具有溶解纤维的性能，在所得的纤维溶液中再加酸时，纤维又可沉淀析出，工业上利用这种性质来制造人造丝。
（2）卤化铜
除碘化铜(II)不存在外，其他卤化铜都可以通过氧化铜与氢卤酸反应制得：CuO+2HX=CuX2+H2O(X=Cl, Br, F)
卤化铜的物理性质见下表。
卤化铜随阴离子变形性增大颜色加深。CuCl2在稀溶液中为蓝色（六水合铜(II)离子的颜色），在浓溶液中显绿色，在很浓的溶液中显黄绿色（四氯化铜(II)离子为黄色）。X射线研究表明，CuCl2是链状的共价化合物，其结构为：
CuCl2在空气中潮解，它不但易溶于水，而且易溶于乙醇和丙酮。CuCl2与碱金属氯化物反应，生成MI[CuCl3]或MI2[CuCl4]型配盐，与盐酸反应则生成H2[CuCl4]配酸，由于Cu2+的卤素配离子不稳定，只有在卤素离子浓度大时才能生成。
制备无水的CuCl2时，由于CuCl2·2H2O分解生成Cu(OH)2·CuCl2，因此要在HCl气流中将CuCl2.2H2O加热到413-423K的条件下进行。如果温度更高，则继续分解。2CuCl2=2CuCl+Cl2↑(773K)
（3）硫酸铜
五水硫酸铜俗称胆矾或蓝矾，是蓝色斜方晶体。由热的浓硫酸溶解铜屑，或在氧气存在时用热的稀硫酸与铜屑反应而得。
Cu+2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2↑+2H2O 2Cu+2H2SO4(稀) +O2= CuSO4+2H2O
也可由氧化铜与稀硫酸反应，然后蒸发浓缩得到。
五水硫酸铜在不同温度下，可以失去部分或全部结晶水，发生下列变化。
无水硫酸铜为白色粉末，不溶于乙醇和乙醚，具有很强的吸水性，吸水后即显示出特征的蓝色，利用该性质可以检验乙醇和乙醚等有机溶剂中是否含有少量水分，也可以作为干燥剂使用。
在农业上硫酸铜同石灰乳混合得到一种果园中最常用的杀菌剂----波尔多液，其配方为：CuSO4·5H2O:CaO:H2O=1:1:100

（4）硝酸铜
（5）硫化铜
在硫酸铜溶液中通入硫化氢，即有黑色的硫化铜沉淀析出：
CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4
硫化铜不溶于热水和稀酸，但溶于热的稀硝酸：
3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+3S↓+4H2O
硫化铜也溶于氰化钾溶液中生成配离子：
2CuS+10CN=2[Cu(CN)4]3+(CN)2↑+2S2
（6）配合物
Cu2+离子的外层电子构型为3s2 3p6 3d9，该离子带两个正电荷，因此，比Cu+更容易形成配合物。 Cu2+离子的配位数一般为4和6，配位数为2的很少见。
Cu+也可以形成配合物，其配位数可以是2、3、4。配位数为2的配离子用sp杂化轨道成键，几何构型为直线型；配位数为四的配合物用sp3杂化轨道成键，几何构型为四面体。
Cu2+与CN-形成的配合物是不稳定的。室温时，在铜盐溶液中加入CN-离子，得到棕黄色的氰化铜沉淀。但氰化铜不稳定，迅速分解为亮绿色的组成为CuII[CuI(CN)2]2的产物，加热有白色的氰化亚铜生成。2Cu2++4CN=(CN)2↑+2CuCN↓
继续加入过量的氰根离子，氰化亚铜溶解成无色的配离子，该配离子非常稳定，通入硫化氢也无硫化亚铜沉淀生成。
CuCN+3CN=[Cu(CN)4]3
利用上面的反应可以将二价的铜离子和镉离子分离开来。同时，由于该配离子非常稳定，常用作镀铜的电镀液，当然，因为氰化物有毒，所以无氰电镀工艺在迅速发展，如以[Cu(P2O7)2]6为电镀液来取代氰化法镀铜。

3、Cu2+与Cu+的相互转化
铜的氧化态有+I和+II两种。从离子结构来看，Cu(I)的结构(3d10)比Cu(II)稳定(3d9)。因此，在气态时Cu(I)的化合物是稳定的。从铜的I2(1970 KJ.mol1)以及反应2Cu+(g)=Cu2+(