銅，COPPER，源自Cuprum，是以產銅聞名的塞浦路斯島的古名，早為人類所熟知。它和金是僅有的兩種帶有除灰白黑以外顏色的金屬。銅與金的合金，可制成各種飾物和器具。加入鋅則為黃銅；加進錫即成青銅。美國的一分錢就是青銅做成的。
銅的發現簡史
銅是古代就已經知道的金屬之一。一般認為人類知道的第一種金屬是金，其次就是銅。銅在自然界儲量非常豐富，并且加工方便。銅是人類用于生產的第一種金屬，最初人們使用的只是存在于自然界中的天然單質銅，用石斧把它砍下來，便可以錘打成多種器物。隨著生產的發展，只是使用天然銅制造的生產工具就不敷應用了，生產的發展促使人們找到了從銅礦中取得銅的方法。含銅的礦物比較多見，大多具有鮮艷而引人注目的顏色，例如：金黃色的黃銅礦CuFeS2，鮮綠色的孔雀石CuCO3Cu(OH)2，深藍色的石青2CuCO3Cu(OH)2等，把這些礦石在空氣中焙燒后形成氧化銅CuO，再用碳還原，就得到金屬銅。純銅制成的器物太軟，易彎曲。人們發現把錫摻到銅里去，可以制成銅錫合金——青銅。青銅比純銅堅硬，使人們制成的勞動工具和武器有了很大改進，人類進入了青銅時代，結束了人類歷史上的新石器時代。
西方傳說，古代地中海的塞浦路斯Cyprus島是出產銅的地方，因而由此得到拉丁文名稱Cuprum和它的化學符號Cu，銅的英文名稱是Copper。
單質銅
1. 性質
純銅是一種堅韌、柔軟、富有延展性的紫紅色而有光澤的金屬，1g的銅可以拉成3000m長的細絲，或壓成10多平方米幾乎透明的銅箔。純銅的導電性和導熱性很高，僅次于銀，但比銀要便宜得多。
銅可用于制造多種合金，銅的重要合金有以下幾種：
黃銅——黃銅是銅與鋅的合金，因色黃而得名。黃銅的機械性能和耐磨性能都很好，可用于制造精密儀器、船舶的零件、槍炮的彈殼等。黃銅敲起來聲音好聽，因此鑼、鈸、鈴、號等樂器都是用黃銅制做的。
青銅——銅與錫的合金叫青銅，因色青而得名。青銅一般具有較好的耐腐蝕性、耐磨性、鑄造性和優良的機械性能。用于制造精密軸承、高壓軸承、船舶上抗海水腐蝕的機械零件以及各種板材、管材、棒材等。青銅還有一個反常的特性——“熱縮冷脹”，用來鑄造塑像，冷卻后膨脹，可以使眉目更清楚。
白銅——白銅是銅與鎳的合金，其色澤和銀一樣，銀光閃閃，不易生銹。常用于制造電器、儀表和裝飾品。
2. 生物活性
銅屬于生命元素，它是細胞內部氧化過程的催化劑。如存在于人體血清中的血漿銅藍蛋白，其相對分子質量為151000，含有8個銅原子，這種蛋白起著使血漿中Fe2+氧化成Fe3+的作用。存在于哺乳動物的血紅細胞、肝、腦中的銅蛋白酶，其相對分子質量為35000，含有2個銅原子，它可以催化超氧離子發生歧化反應。
如果人體缺銅，會造成貧血、動脈硬化、膽固醇升高，頭發變白，膚色素脫失(白癜風)等病癥。但銅是人體的痕量元素，食用量不能過高，過量會引起中毒。
銅的生化反應機理與銅蛋白中存在Cu(Ⅰ)—Cu(Ⅱ)氧化還原體系有密切的關系。
銅還能直接參與植物的各種代謝活動，在植物生命活動中起著重要作用。施有銅肥的土壤常能顯著地提高產量，增強植物抗病害的能力。
3. 化學性質
銅是不太活潑的重金屬元素。在常溫下不與干燥空氣中的氧反應。但加熱時能與氧化合成黑色的氧化銅CuO：
繼續在很高的溫度下燃燒就生成紅色的氧化亞銅Cu2O，Cu2O有毒，廣泛應用于船底漆，防止寄生的動植物在船底生長。
在潮濕的空氣里，銅的表面慢慢生成一層綠色的銅銹，其成分主要是堿式碳酸銅：
在電位順序中，銅在氫之后，所以銅不能與稀鹽酸或稀硫酸作用放出氫氣。但在空氣中銅可以緩慢溶解于稀酸中生成銅鹽：
銅容易被硝酸或熱濃硫酸等氧化性酸氧化而溶解：
常溫下銅就能與鹵素直接化合，加熱時銅能與硫直接化合生成CuS。
此外，銅還能與三氯化鐵作用。在無線電工業上，常利用FeCl3溶液來刻蝕銅，以制造印刷線路。
氫氧化銅和氧化銅
在Cu2+離子的溶液中加入強堿，即生成淡藍色的氫氧化銅Cu(OH)2絮狀沉淀：
Cu(OH)2的熱穩定性比堿金屬氫氧化物差得多，受熱、脫水分解變成黑色的氧化銅CuO：
Cu(OH)2微顯兩性，既能溶于酸，也能溶于濃NaOH溶液中形成藍紫色的[Cu(OH)4]2-配陰離子：
CuO不溶于水，對熱很穩定，只有在超過1273K時，才會分解放出氧，并生成Cu2O：
由此也可以看出，高溫時Cu+比Cu2+穩定，所以CuO在高溫時可作有機物氧化劑，使氣態的有機物氧化成CO2和H2O。
硫酸銅
硫酸銅CuSO4·5H2O俗名膽礬或藍礬，是藍色斜方晶體，其水溶液也呈藍色，故有藍礬之稱。
1 . 硫酸銅的制備
硫酸銅是用熱的濃硫酸溶解銅屑，或在空氣充足的情況下用熱的稀硫酸與銅屑反應制得：
CuSO4·5H2O在不同溫度下可以逐步失水：
實驗證明，各個水分子的結合力不完全一樣，四個水分子以配位鍵與Cu2+結合，第五個水分子以氫鍵與兩個配位水分子和SO42-結合,因此CuSO4·5H2O可以寫成[Cu(H2O)4]SO4·H2O。
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加熱失水時，先失去Cu2+左邊的兩個非氫鍵水，再失去Cu2+右邊的兩個水分子，最后失去以氫鍵與SO42-結合的水分子。
2 . 性質與用途
無水CuSO4為白色粉末，不溶于乙醇和乙醚，其吸水性很強，吸水后即顯出特征藍色。可利用這一性質來檢驗乙醚、乙醇等有機溶劑中的微量水分，并可作干燥劑使用除去水分。
CuSO4的水溶液由于水解而顯酸性，為防止水解，配制銅鹽溶液時，常加入少量相應的酸。
CuSO4是制備其他銅化合物的重要原料，在電鍍、電池、印染、染色、木材保存、制顏料、蟲藥等工業中都大量使用CuSO4。在農業上將CuSO4與石灰乳混合制得“波爾多”溶液，可用于防治或消滅植物的多種病蟲害，加入貯水池中可以防止藻類生長。波爾多液配方：Cu2(OH)2SO4
硫化銅
在Cu2+鹽溶液中通入H2S，就生成黑色的硫化銅CuS沉淀：
CuS不溶于水，也不溶于稀酸，但溶于熱的稀HNO3中。
CuS也溶于濃的氰化鈉NaCN溶液中，生成[Cu(CN)4]3- 配離子，這是一個Cu2+的氧化還原反應。反應中CN-離子既是配合劑，又是還原劑，使Cu2+還原成Cu+。CN-和(CN)2均有劇毒。
銅的配合物
Cu2+離子的外層電子構型為 ，Cu+離子的外層電子構型為 ，因此，Cu2+比Cu+更容易形成配合物。常見的銅的配合物有：
1. [Cu(NH3)4]2+配陽離子
1.向CuSO4溶液中加入少量NH3水，得到的不是Cu(OH)2，而是淺藍色的堿式硫酸銅的沉淀：
2.2CuSO4 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO4+Cu2(OH)2SO4↓
繼續加入過量NH3水，則淺藍色的Cu2(OH)2SO4沉淀溶解，生成寶石藍色的[Cu(NH3)4]2+配離子的溶液：
[Cu(NH3)4]2+配離子的溶液具有溶解纖維素的性能，在所得的纖維溶液中加水或酸時，纖維又可沉淀析出，工業上利用這種性質來制造人造絲。(先把棉纖維溶解在銅氨配離子的溶液中，然后從很細的噴嘴中將溶解了棉纖維的銅氨溶液噴注于稀酸中，纖維素就會以細長而又具有蠶絲光澤的細絲從稀酸中沉淀出來。)
[Cu(NH3)4]2+溶液加熱即水解生成堿式鹽，加強熱方可得到氧化銅：
2. [Cu(OH)4]2-配陰離子
Cu(OH)2溶于過量的濃堿溶液中即可生成藍紫色的四羥基合銅[Cu(OH)4] 2-配陰離子。
Cu2+離子有一定的氧化性，[Cu(OH)4]2-能電離出少量的Cu2+，它可以被含有醛基的葡萄糖還原成紅色的氧化亞銅Cu2O：
分析化學上利用這個反應測定醛，醫學上利用這個反應來檢驗糖尿病。
3.[Cu(NH3)2]+配陽離子
氧化亞銅Cu2O或氯化亞銅Cu2Cl2溶于氨水形成無色的 [Cu(NH3)2]+配陽離子，它很快被空氣中的氧氣氧化成寶石藍色的[Cu(NH3)4]2+配陽離子。利用這種性質可以除去氣體中的氧：
Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)離子的相互轉化
Cu2+和Cu+離子在不同條件下的相對穩定性，是理解銅的化學行為的關鍵。可以從以下兩個方面來考慮這個問題：
1.離子結構
Cu+的外層電子構型為 (d軌道全充滿)，比Cu2+的 的構型穩定。另外，銅的第二電離勢(1958kJ/mol-1)較高，所以在固態時Cu+的化合物應該比Cu2+的化合物穩定。
事實也正是如此：在高溫下，Cu2+化合物變得不穩定，分解變成穩定的Cu+化合物。例如CuO、CuS、CuCl2、CuBr2在高溫下都分解成相應的Cu+化合物。
在水溶液中，Cu2+由于電荷高，半徑小，有較高的水合能(-2121kJ/mol-1)，因此在水溶液中Cu2+化合物是穩定的。
而Cu+的電荷低，半徑大，水合能只有-582kJ/mol-1,另外由銅的電勢圖也可以看出，Cu+在酸性溶液中不能穩定存在，自發地歧化生成Cu2+和Cu：
在20℃時，這個歧化反應的平衡常數K = [Cu]2+／[Cu+]2 =1.2×106，這說明歧化反應進行得很完全。
所以在水溶液中Cu的化合物比Cu的化合物穩定。例如將Cu2O溶于稀H2SO4中，得到的不是Cu2SO4，而是Cu和CuSO4：
2.Cu2+是弱氧化劑
只有在形成難溶的亞銅化合物或亞銅的配合物時，Cu2+才能被還原。在“銅的配合物”里我們已經介紹Cu2+可以被葡萄糖還原成難溶的Cu2O:
又如，I-離子可以把Cu2+還原成碘化亞銅的白色沉淀：
又如，銅與氯化銅在熱濃鹽酸中可以形成Cu+的化合物：
由于Cu+生成了[CuCl2]-配離子，溶液中Cu+濃度降低到非常小，使得反應可以向右進行。由此可見在水溶液中，Cu+的化合物除了以沉淀或配離子的形式存在外，其余都是不穩定的。
綜上所述，銅的兩種氧化數的化合物，各以一定的條件而存在，當條件變化時，可以互相轉化。
以上信息僅供參考
