铁铜及其化合物
复习思路： 一、铁
（一）铁元素在周期表中的位置、结构及存在
位置：第四周期第Ⅷ族 结构：原子结构示意图为：
存在：铁是活泼的过渡金属。在自然界中主要以氧化物的形式存在，有赤铁矿（主要成分Fe2O3）、磁铁矿（主要成分Fe3O4）等。
（二）铁及其化合物的性质：铁是变价金属，可失去2个或3个电子而显+2价或+3价，但+3价的化合物较稳定。故在铁及其化合物的性质中以氧化还原反应为核心，注意Fe(II) 与Fe(III)的转化问题、氧化、还原次序问题。
1．单质铁：
物理性质：银白色光泽、密度大，熔沸点高，延展性、导电、导热性较好、能被磁铁吸引。 化学性质： 弱氧化剂 强氧化剂
Fe(II) Fe
Fe
Fe(II)
Fe(III)
Fe(III)
① 与非金属反应：
2Fe + 3C12 ＝ 2FeCl3（棕黄色的烟） 2Fe + 3Br2 ＝2FeBr3 Fe + I2 ＝FeI2 Fe + S ＝ FeS 3Fe + 2O2 ＝ Fe3O4 氧化性顺序： ② 与酸反应：
a．与非氧化性酸（如稀盐酸、稀H2SO4等）的反应生成H2。
Fe + 2H+ ＝ Fe2+ + H2↑
b．铁、铝遇到冷的浓H2SO4、浓HNO3时，产生钝化现象，因此可用铁难溶于冷的浓H2SO4
或浓HNO3中。
c．常温下与稀硝酸反应一般认为生成NO
化学方程式：Fe（少量）+ 4HNO3 ＝ Fe(NO3)3 + NO ↑+ 2H2O
3Fe（过量）+ 8HNO3 ＝3Fe(NO3)2 +2 NO ↑+ 4H2O
离子方程式：Fe（少量）+ 4H+ + NO3- ＝ Fe3+ + NO ↑+2H2O）
3Fe（过量）+8H+ + 2NO3- ＝ 3Fe2+ + 2NO ↑+ 4H2O
1
C12 Br2 I2 S
氧化性减弱
③ 与水反应：
a． 在常温下，在水和空气中的O2、CO2等的共同作用下，Fe易被腐蚀(铁生锈)。 钢铁腐蚀的电化学反应原理： 负极：2Fe - 4e- = 2Fe2+
正极： O2 + 2 H2O + 4e- =4OH-（吸氧腐蚀） 总反应：2Fe + O2 + 2 H2O = 2 Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 2Fe(OH)3 ＝Fe2O3 + 3H2O b．在高温下，铁与水蒸气反应生成H2：
3Fe + 4H2O(g) ＝温Fe3O4 + 4H2
④ 与比铁的活动性弱的金属的盐溶液发生置换反应。例如：
Fe + Cu2+ ＝ Fe2+ + Cu
归纳：
2．铁的氧化物：
注意： Fe3O4在三种氧化物中最为稳定，一般不与酸、碱和氧气反应，所以在铁的表面若
2
能形成Fe3O4膜，便能起到保护作用，防止生锈Fe3O4是一种复杂的氧化物，它不属于碱性氧化物，可以写成FeO·Fe2O3的形式。 3．铁的氢氧化物：
【思考1】用新制FeSO4溶液与NaOH溶液反应制备Fe(OH)2在操作上应注意哪些问题？ 【解析】应注意隔绝空气：氢氧化亚铁极易被氧化，溶解在水中的少量的氧气都能将它氧化成氢氧化铁。
①用加热煮沸过的蒸馏水(以减少溶解在水中的氧气)临时配制FeSO4溶液，以防止FeSO4被空气中的氧气氧化而影响效果。
②最好在溶液中再滴几滴植物油（或其他轻质有机物如苯）以避免FeSO4溶液与空气接触。 ③要将滴管尖端插入试管里溶液底部，慢慢挤出氢氧化钠溶液，以防止带入氧气。 【思考2】怎样才能使Fe2+溶液长时间保存？
【解析】在配制溶液时，要加入少量铁粉防止氧化，加入少量对应酸抑制水解。 4． 氧化剂
Fe(II)
还原剂
Fe(III)
常见氧化剂：KMnO4/H+、HNO3、ClO-（HClO）、C12、Br2、O2、O3、H2O2、Na2O2、Fe3+ 对应还原产物：KMnO4/H+→Mn2+、HNO3→NO、ClO-、C12→Cl-、Fe3+→ Fe2+
CO、H、M（活泼金属） 常见还原剂：S2-（H2S）、I-、SO32-（SO2）、Fe2+、2
对应氧化产物：S2-→S、I-→I2、SO32-（SO2）→SO42-、Fe2+→Fe3+
C12 Br2 Fe3+ I2 S
氧化性减弱
C1 Br Fe I S
Fe(II)→Fe(III)：
2Fe2++Cl2 ＝2Fe3++2Cl－ 2Fe2++Br2 ＝2Fe3++2Br－
4Fe(OH)2+O2+2H2O ＝ 4Fe(OH)3 4Fe2+ + O2 +4H+ ＝ 4Fe3++2H2O
4Fe2+ + H2O2+ 2H+ ＝ 2Fe3+ +2H2O 5Fe2+ + MnO4－+ 8H+ ＝ 5 Fe3++4H2O+Mn2+
3
Fe(III)→Fe(II)：
2Fe3+ +2I－＝2Fe2+ +I2 2Fe3++H2S ＝ 2Fe2+ +S↓+ 2H+ 2Fe3+ + Cu ＝ 2 Fe2++Cu2+ 2Fe3+ + Fe ＝ 3 Fe2+ 氧化性强弱判断：2Fe3+ + Cu ＝ 2 Fe2+ + Cu2+ 氧化剂+还原剂＝还原产物+氧化产物
氧化性：氧化剂>氧化产物（Fe3+ > Cu2+、Fe3+> I2、Fe3+ > S） 还原性：还原剂>还原产物（Cu > Fe2+、I－> Fe2+、H2S > Fe2+） 【思考】选择合适的试剂除杂：（1）FeSO4（Fe3+）（2）FeCl3（FeCl2） 【解析】除杂的要求：①不引入新杂质 ② 不减少主要成分浓度 ③简便易行 （1）FeSO4（Fe3+）：试剂——铁粉 2Fe3+ + Fe ＝ 3Fe2+ （2）FeCl3（FeCl2）：试剂——氯水或双氧水
2Fe2++Cl2 ＝2Fe3++2Cl－
4Fe2+ + H2O2+ 2H+ ＝ 2Fe3+ +2H2O
5．Fe2+、Fe3+的检验和鉴别
6．铁及其化合物的解题技巧
（1）由于铁是变价元素，要注意正确判断产物：如铁与硝酸反应时，硝酸过量时生成Fe3+，铁过量时生成Fe2+（2Fe3++ Fe＝3Fe2+）。 （2）注意反应顺序问题：
【例题1】制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”：发生的反应为2FeCl3+Cu＝2FeCl2+CuCl2。向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是：
A.烧杯中有铜无铁 B.烧杯中有铁无铜 C.烧杯中铁、铜都有 D.烧杯中铁、铜都无 【解析】Fe和Cu均可与FeCl3反应，还原性：Fe> Cu
反应顺序：①2Fe3+ + Fe＝3 Fe2+ ②2Fe3+ + Cu ＝ 2 Fe2++Cu2+
即反应①中Fe完全消耗，而Fe3+有剩余，剩余的Fe3+才与Cu反应。
故有下列几种情况：（1）Fe过量，只进行反应①，有Fe剩余，Cu不反应，即选项C，溶
4
液中只有Fe2+。（2）Fe恰好与Fe3+完全反应， Cu不反应，溶液中只有Fe2+。（3）Fe不足，进行反应②，Cu有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+。（4）Fe和Cu均不足，Fe3+有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+、Fe3+。
（3）在元素化合物计算中学会根据方程式计算，灵活应用守恒法、差量法和极值假设法。 【例题2】在由Fe、FeO和Fe2O3组成的混合物中加入100 mL 2mol/L的盐酸，恰好使混合物完全溶解，并放出448mL气体（标准状况），此时溶液中无Fe3+离子，则下列判断正确的是：
A.混合物里3种物质反应时消耗盐酸的物质的量浓度之比为1:1:3 B.反应后所得溶液中Fe2+与Cl-的物质的量浓度之比为2:1 C.混合物FeO的物质的量无法确定，但Fe比Fe2O3的物质的量多 D.混合物Fe2O3的物质的量无法确定，但Fe比FeO的物质的量多 【解析】（1）反应顺序问题：FeO与Fe2O3先溶解
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O
此时溶液中的Fe3+、H+均能与Fe反应，因氧化性：Fe3+>H+， 反应顺序：①2Fe3+ + Fe＝3 Fe2+ ②2H+ + Fe＝ Fe2+ + H2↑
由于反应中有气体放出，因此，反应①中Fe3+完全消耗，剩余Fe与H+反应。所以可选C。 注：金属离子的氧化性顺序（放电顺序）
金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
K+ Na+ Mg2+ Al3+ H+(水) Zn2+ Fe2+ H+(酸) Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
（2）守恒法：由于溶液中无Fe3+，所以所有Fe元素都转化为FeCl2，n(Fe2+):n(Cl-)=1:2。 二、铜
1．铜元素在周期表中的位置及结构： 位置：第四周期第ⅠB族 结构： 原子结构示意图为： 2．铜及其化合物的颜色
3．铜的化学性质：与铁相似，铜也是变价金属，可失去1个或2个电子而显+1价或+2价。但+1价的化合物只存在于固态，在溶液中不存在，故一般不讨论。
（1）与非金属单质反应：与活泼非金属如Cl2反应生成Cu(II)，与不活泼非金属如S反应生成Cu(I)。
Cu+Cl2 点燃 CuCl2 （棕黄色的烟） 2 Cu+S Cu2S 2Cu+O2 2CuO （2）与酸反应
a. 与非氧化性酸（稀盐酸、稀硫酸）不反应。
5
△
△
液中只有Fe2+。（2）Fe恰好与Fe3+完全反应， Cu不反应，溶液中只有Fe2+。（3）Fe不足，进行反应②，Cu有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+。（4）Fe和Cu均不足，Fe3+有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+、Fe3+。
（3）在元素化合物计算中学会根据方程式计算，灵活应用守恒法、差量法和极值假设法。 【例题2】在由Fe、FeO和Fe2O3组成的混合物中加入100 mL 2mol/L的盐酸，恰好使混合物完全溶解，并放出448mL气体（标准状况），此时溶液中无Fe3+离子，则下列判断正确的是：
A.混合物里3种物质反应时消耗盐酸的物质的量浓度之比为1:1:3 B.反应后所得溶液中Fe2+与Cl-的物质的量浓度之比为2:1 C.混合物FeO的物质的量无法确定，但Fe比Fe2O3的物质的量多 D.混合物Fe2O3的物质的量无法确定，但Fe比FeO的物质的量多 【解析】（1）反应顺序问题：FeO与Fe2O3先溶解
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O
此时溶液中的Fe3+、H+均能与Fe反应，因氧化性：Fe3+>H+， 反应顺序：①2Fe3+ + Fe＝3 Fe2+ ②2H+ + Fe＝ Fe2+ + H2↑
由于反应中有气体放出，因此，反应①中Fe3+完全消耗，剩余Fe与H+反应。所以可选C。 注：金属离子的氧化性顺序（放电顺序）
金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
K+ Na+ Mg2+ Al3+ H+(水) Zn2+ Fe2+ H+(酸) Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
（2）守恒法：由于溶液中无Fe3+，所以所有Fe元素都转化为FeCl2，n(Fe2+):n(Cl-)=1:2。 二、铜
1．铜元素在周期表中的位置及结构： 位置：第四周期第ⅠB族 结构： 原子结构示意图为： 2．铜及其化合物的颜色
3．铜的化学性质：与铁相似，铜也是变价金属，可失去1个或2个电子而显+1价或+2价。但+1价的化合物只存在于固态，在溶液中不存在，故一般不讨论。
（1）与非金属单质反应：与活泼非金属如Cl2反应生成Cu(II)，与不活泼非金属如S反应生成Cu(I)。
Cu+Cl2 点燃 CuCl2 （棕黄色的烟） 2 Cu+S Cu2S 2Cu+O2 2CuO （2）与酸反应
a. 与非氧化性酸（稀盐酸、稀硫酸）不反应。
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△
△
b. 与氧化性酸反应
Cu+2H2SO4(浓
) △ CuSO4 + SO2 ↑+ 2H2O（不写离子方程式） Cu + 4HNO3 (浓) ＝ Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑+2H2O 3Cu + 8HNO3 (稀) ＝ 3Cu(NO3)2 +2 NO ↑+4H2O 离子方程式：Cu+ 4H+ +2NO3- ＝ Cu2+ + 2NO2 ↑+ 2H2O
3Cu +8H+ + 2NO3- ＝ 3Cu2+ + 2NO ↑+ 4H2O
（3）与盐溶液反应
Cu+2FeCl3 ＝ CuCl2 +2FeCl2
（4）铜在干燥空气中性质稳定，但在潮湿空气中会被腐蚀，在其表面逐渐形成一层绿色的铜锈。
2Cu+ O2 +H2O + CO2 ＝ Cu2(OH)2CO3 4．铜的化合物的化学性质 （1）氧化铜
a. 氧化铜有金属氧化物的性质，例如：CuO+2HCl＝ CuCl2 +H2O b. 氧化铜具有氧化性，可与某些还原剂反应。例如：
H2 +CuO Cu+ H2O
高温
高温
C +2CuO 2Cu+ CO2 ↑
c. 氧化铜在高温下可发生分解反应： 4CuO 高温 2Cu2O+ O2↑
(2) 硫酸铜：CuSO4 晶体与无水CuSO4 之间可以相互转化
CuSO4·5H2O ＝ CuSO4 + 5H2O CuSO + 5HO ＝ CuSO·5HO
三、金属小结 1. 金属化学性质比较 6
2. 金属与酸反应的规律
（1）活泼金属（金属活动性顺序H前）与非氧化性酸（如稀盐酸、稀H2SO4等）的反应生成H2。
M + nH+ ＝ Mn+ +H2↑
（2）除Pt 、Au外（Pt 、Au只能溶于王水：浓HNO3与浓盐酸以体积比1：3混合），可与强氧化性酸（HNO3、浓H2SO4）发生氧化还原反应，一般不生成H2。 （3）铁、铝遇到冷的浓H2SO4、浓HNO3时，发生钝化。 （4）有关HNO3与金属反应的计算问题：灵活运用守恒法。
【例题3】为测定某铜、银合金的成分，将30.0 g 合金样品溶于80 mL 13.5 mol/L 浓硝酸，合金完全溶解后，收集到气体6.72 L（标准状况），并测得溶液的pH=0。假设反应后溶液体积仍为80 mL，试计算：（1）被还原硝酸的量（2）合金中银的物质的量。 【解析】（1）对于复杂的反应过程，注意分析反应物的走向：
HNO3（氧化剂）~ NOx
n
2
Cu (NO3)2：2HNO3 ~ Cu
HNO3 铜、银合金 HNO3
AgNO3：HNO3 ~ Ag HNO3（未反应）：pH=0 c(HNO3)=1 mol/L 注：浓酸（HNO3、H2SO4、HCl）在反应中变稀的问题
浓酸随着反应进行由于酸的消耗和水的生成会使酸的浓度降低：如浓硝酸与金属反应时，开始阶段生成NO2，随酸浓度降低产物变为NO。 （2）被还原的硝酸即作氧化剂的HNO3
HNO3（氧化剂）~ NOx （N元素守恒） n(HNO3)（被还原）= n(NOx)= 0.3 mol
（3）合金中银的质量分数：作为酸的硝酸：0.08 L×13.5 mol/L －0.08 L×1 mol/L－ 0.3 mol = 0.7 mol
2HNO3 ~ Cu HNO3 ~ Ag 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol 2n(Cu) n(Cu) n(Ag) n(Ag) 2n(Cu) + n(Ag) = 0.7 mol
n(Cu) ×64 g/mol + n(Ag) ×108g/mol = 30.0 g n(Ag)=0.17 mol 3. 金属冶炼的反应原理及方法
⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如： 2HgO
△
2Hg+O2↑ 2Ag2O
△
4Ag+O2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。如 Fe2O32 2Al+Cr2O7
2O3
WO3+3H金属）。如：
2Al2O
2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的
2↑ MgCl2(熔融)
2↑
四、铁、铜及其化合物之间的转化关系：
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铁铜及其化合物
复习思路： 一、铁
（一）铁元素在周期表中的位置、结构及存在
位置：第四周期第Ⅷ族 结构：原子结构示意图为：
存在：铁是活泼的过渡金属。在自然界中主要以氧化物的形式存在，有赤铁矿（主要成分Fe2O3）、磁铁矿（主要成分Fe3O4）等。
（二）铁及其化合物的性质：铁是变价金属，可失去2个或3个电子而显+2价或+3价，但+3价的化合物较稳定。故在铁及其化合物的性质中以氧化还原反应为核心，注意Fe(II) 与Fe(III)的转化问题、氧化、还原次序问题。
1．单质铁：
物理性质：银白色光泽、密度大，熔沸点高，延展性、导电、导热性较好、能被磁铁吸引。 化学性质： 弱氧化剂 强氧化剂
Fe(II) Fe
Fe
Fe(II)
Fe(III)
Fe(III)
① 与非金属反应：
2Fe + 3C12 ＝ 2FeCl3（棕黄色的烟） 2Fe + 3Br2 ＝2FeBr3 Fe + I2 ＝FeI2 Fe + S ＝ FeS 3Fe + 2O2 ＝ Fe3O4 氧化性顺序： ② 与酸反应：
a．与非氧化性酸（如稀盐酸、稀H2SO4等）的反应生成H2。
Fe + 2H+ ＝ Fe2+ + H2↑
b．铁、铝遇到冷的浓H2SO4、浓HNO3时，产生钝化现象，因此可用铁难溶于冷的浓H2SO4
或浓HNO3中。
c．常温下与稀硝酸反应一般认为生成NO
化学方程式：Fe（少量）+ 4HNO3 ＝ Fe(NO3)3 + NO ↑+ 2H2O
3Fe（过量）+ 8HNO3 ＝3Fe(NO3)2 +2 NO ↑+ 4H2O
离子方程式：Fe（少量）+ 4H+ + NO3- ＝ Fe3+ + NO ↑+2H2O）
3Fe（过量）+8H+ + 2NO3- ＝ 3Fe2+ + 2NO ↑+ 4H2O
1
C12 Br2 I2 S
氧化性减弱
③ 与水反应：
a． 在常温下，在水和空气中的O2、CO2等的共同作用下，Fe易被腐蚀(铁生锈)。 钢铁腐蚀的电化学反应原理： 负极：2Fe - 4e- = 2Fe2+
正极： O2 + 2 H2O + 4e- =4OH-（吸氧腐蚀） 总反应：2Fe + O2 + 2 H2O = 2 Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 2Fe(OH)3 ＝Fe2O3 + 3H2O b．在高温下，铁与水蒸气反应生成H2：
3Fe + 4H2O(g) ＝温Fe3O4 + 4H2
④ 与比铁的活动性弱的金属的盐溶液发生置换反应。例如：
Fe + Cu2+ ＝ Fe2+ + Cu
归纳：
2．铁的氧化物：
注意： Fe3O4在三种氧化物中最为稳定，一般不与酸、碱和氧气反应，所以在铁的表面若
2
能形成Fe3O4膜，便能起到保护作用，防止生锈Fe3O4是一种复杂的氧化物，它不属于碱性氧化物，可以写成FeO·Fe2O3的形式。 3．铁的氢氧化物：
【思考1】用新制FeSO4溶液与NaOH溶液反应制备Fe(OH)2在操作上应注意哪些问题？ 【解析】应注意隔绝空气：氢氧化亚铁极易被氧化，溶解在水中的少量的氧气都能将它氧化成氢氧化铁。
①用加热煮沸过的蒸馏水(以减少溶解在水中的氧气)临时配制FeSO4溶液，以防止FeSO4被空气中的氧气氧化而影响效果。
②最好在溶液中再滴几滴植物油（或其他轻质有机物如苯）以避免FeSO4溶液与空气接触。 ③要将滴管尖端插入试管里溶液底部，慢慢挤出氢氧化钠溶液，以防止带入氧气。 【思考2】怎样才能使Fe2+溶液长时间保存？
【解析】在配制溶液时，要加入少量铁粉防止氧化，加入少量对应酸抑制水解。 4． 氧化剂
Fe(II)
还原剂
Fe(III)
常见氧化剂：KMnO4/H+、HNO3、ClO-（HClO）、C12、Br2、O2、O3、H2O2、Na2O2、Fe3+ 对应还原产物：KMnO4/H+→Mn2+、HNO3→NO、ClO-、C12→Cl-、Fe3+→ Fe2+
CO、H、M（活泼金属） 常见还原剂：S2-（H2S）、I-、SO32-（SO2）、Fe2+、2
对应氧化产物：S2-→S、I-→I2、SO32-（SO2）→SO42-、Fe2+→Fe3+
C12 Br2 Fe3+ I2 S
氧化性减弱
C1 Br Fe I S
Fe(II)→Fe(III)：
2Fe2++Cl2 ＝2Fe3++2Cl－ 2Fe2++Br2 ＝2Fe3++2Br－
4Fe(OH)2+O2+2H2O ＝ 4Fe(OH)3 4Fe2+ + O2 +4H+ ＝ 4Fe3++2H2O
4Fe2+ + H2O2+ 2H+ ＝ 2Fe3+ +2H2O 5Fe2+ + MnO4－+ 8H+ ＝ 5 Fe3++4H2O+Mn2+
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Fe(III)→Fe(II)：
2Fe3+ +2I－＝2Fe2+ +I2 2Fe3++H2S ＝ 2Fe2+ +S↓+ 2H+ 2Fe3+ + Cu ＝ 2 Fe2++Cu2+ 2Fe3+ + Fe ＝ 3 Fe2+ 氧化性强弱判断：2Fe3+ + Cu ＝ 2 Fe2+ + Cu2+ 氧化剂+还原剂＝还原产物+氧化产物
氧化性：氧化剂>氧化产物（Fe3+ > Cu2+、Fe3+> I2、Fe3+ > S） 还原性：还原剂>还原产物（Cu > Fe2+、I－> Fe2+、H2S > Fe2+） 【思考】选择合适的试剂除杂：（1）FeSO4（Fe3+）（2）FeCl3（FeCl2） 【解析】除杂的要求：①不引入新杂质 ② 不减少主要成分浓度 ③简便易行 （1）FeSO4（Fe3+）：试剂——铁粉 2Fe3+ + Fe ＝ 3Fe2+ （2）FeCl3（FeCl2）：试剂——氯水或双氧水
2Fe2++Cl2 ＝2Fe3++2Cl－
4Fe2+ + H2O2+ 2H+ ＝ 2Fe3+ +2H2O
5．Fe2+、Fe3+的检验和鉴别
6．铁及其化合物的解题技巧
（1）由于铁是变价元素，要注意正确判断产物：如铁与硝酸反应时，硝酸过量时生成Fe3+，铁过量时生成Fe2+（2Fe3++ Fe＝3Fe2+）。 （2）注意反应顺序问题：
【例题1】制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”：发生的反应为2FeCl3+Cu＝2FeCl2+CuCl2。向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是：
A.烧杯中有铜无铁 B.烧杯中有铁无铜 C.烧杯中铁、铜都有 D.烧杯中铁、铜都无 【解析】Fe和Cu均可与FeCl3反应，还原性：Fe> Cu
反应顺序：①2Fe3+ + Fe＝3 Fe2+ ②2Fe3+ + Cu ＝ 2 Fe2++Cu2+
即反应①中Fe完全消耗，而Fe3+有剩余，剩余的Fe3+才与Cu反应。
故有下列几种情况：（1）Fe过量，只进行反应①，有Fe剩余，Cu不反应，即选项C，溶
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液中只有Fe2+。（2）Fe恰好与Fe3+完全反应， Cu不反应，溶液中只有Fe2+。（3）Fe不足，进行反应②，Cu有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+。（4）Fe和Cu均不足，Fe3+有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+、Fe3+。
（3）在元素化合物计算中学会根据方程式计算，灵活应用守恒法、差量法和极值假设法。 【例题2】在由Fe、FeO和Fe2O3组成的混合物中加入100 mL 2mol/L的盐酸，恰好使混合物完全溶解，并放出448mL气体（标准状况），此时溶液中无Fe3+离子，则下列判断正确的是：
A.混合物里3种物质反应时消耗盐酸的物质的量浓度之比为1:1:3 B.反应后所得溶液中Fe2+与Cl-的物质的量浓度之比为2:1 C.混合物FeO的物质的量无法确定，但Fe比Fe2O3的物质的量多 D.混合物Fe2O3的物质的量无法确定，但Fe比FeO的物质的量多 【解析】（1）反应顺序问题：FeO与Fe2O3先溶解
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O
此时溶液中的Fe3+、H+均能与Fe反应，因氧化性：Fe3+>H+， 反应顺序：①2Fe3+ + Fe＝3 Fe2+ ②2H+ + Fe＝ Fe2+ + H2↑
由于反应中有气体放出，因此，反应①中Fe3+完全消耗，剩余Fe与H+反应。所以可选C。 注：金属离子的氧化性顺序（放电顺序）
金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
K+ Na+ Mg2+ Al3+ H+(水) Zn2+ Fe2+ H+(酸) Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
（2）守恒法：由于溶液中无Fe3+，所以所有Fe元素都转化为FeCl2，n(Fe2+):n(Cl-)=1:2。 二、铜
1．铜元素在周期表中的位置及结构： 位置：第四周期第ⅠB族 结构： 原子结构示意图为： 2．铜及其化合物的颜色
3．铜的化学性质：与铁相似，铜也是变价金属，可失去1个或2个电子而显+1价或+2价。但+1价的化合物只存在于固态，在溶液中不存在，故一般不讨论。
（1）与非金属单质反应：与活泼非金属如Cl2反应生成Cu(II)，与不活泼非金属如S反应生成Cu(I)。
Cu+Cl2 点燃 CuCl2 （棕黄色的烟） 2 Cu+S Cu2S 2Cu+O2 2CuO （2）与酸反应
a. 与非氧化性酸（稀盐酸、稀硫酸）不反应。
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液中只有Fe2+。（2）Fe恰好与Fe3+完全反应， Cu不反应，溶液中只有Fe2+。（3）Fe不足，进行反应②，Cu有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+。（4）Fe和Cu均不足，Fe3+有剩余，溶液中有Fe2+、Cu2+、Fe3+。
（3）在元素化合物计算中学会根据方程式计算，灵活应用守恒法、差量法和极值假设法。 【例题2】在由Fe、FeO和Fe2O3组成的混合物中加入100 mL 2mol/L的盐酸，恰好使混合物完全溶解，并放出448mL气体（标准状况），此时溶液中无Fe3+离子，则下列判断正确的是：
A.混合物里3种物质反应时消耗盐酸的物质的量浓度之比为1:1:3 B.反应后所得溶液中Fe2+与Cl-的物质的量浓度之比为2:1 C.混合物FeO的物质的量无法确定，但Fe比Fe2O3的物质的量多 D.混合物Fe2O3的物质的量无法确定，但Fe比FeO的物质的量多 【解析】（1）反应顺序问题：FeO与Fe2O3先溶解
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O
此时溶液中的Fe3+、H+均能与Fe反应，因氧化性：Fe3+>H+， 反应顺序：①2Fe3+ + Fe＝3 Fe2+ ②2H+ + Fe＝ Fe2+ + H2↑
由于反应中有气体放出，因此，反应①中Fe3+完全消耗，剩余Fe与H+反应。所以可选C。 注：金属离子的氧化性顺序（放电顺序）
金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
K+ Na+ Mg2+ Al3+ H+(水) Zn2+ Fe2+ H+(酸) Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+
（2）守恒法：由于溶液中无Fe3+，所以所有Fe元素都转化为FeCl2，n(Fe2+):n(Cl-)=1:2。 二、铜
1．铜元素在周期表中的位置及结构： 位置：第四周期第ⅠB族 结构： 原子结构示意图为： 2．铜及其化合物的颜色
3．铜的化学性质：与铁相似，铜也是变价金属，可失去1个或2个电子而显+1价或+2价。但+1价的化合物只存在于固态，在溶液中不存在，故一般不讨论。
（1）与非金属单质反应：与活泼非金属如Cl2反应生成Cu(II)，与不活泼非金属如S反应生成Cu(I)。
Cu+Cl2 点燃 CuCl2 （棕黄色的烟） 2 Cu+S Cu2S 2Cu+O2 2CuO （2）与酸反应
a. 与非氧化性酸（稀盐酸、稀硫酸）不反应。
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△
△
b. 与氧化性酸反应
Cu+2H2SO4(浓
) △ CuSO4 + SO2 ↑+ 2H2O（不写离子方程式） Cu + 4HNO3 (浓) ＝ Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑+2H2O 3Cu + 8HNO3 (稀) ＝ 3Cu(NO3)2 +2 NO ↑+4H2O 离子方程式：Cu+ 4H+ +2NO3- ＝ Cu2+ + 2NO2 ↑+ 2H2O
3Cu +8H+ + 2NO3- ＝ 3Cu2+ + 2NO ↑+ 4H2O
（3）与盐溶液反应
Cu+2FeCl3 ＝ CuCl2 +2FeCl2
（4）铜在干燥空气中性质稳定，但在潮湿空气中会被腐蚀，在其表面逐渐形成一层绿色的铜锈。
2Cu+ O2 +H2O + CO2 ＝ Cu2(OH)2CO3 4．铜的化合物的化学性质 （1）氧化铜
a. 氧化铜有金属氧化物的性质，例如：CuO+2HCl＝ CuCl2 +H2O b. 氧化铜具有氧化性，可与某些还原剂反应。例如：
H2 +CuO Cu+ H2O
高温
高温
C +2CuO 2Cu+ CO2 ↑
c. 氧化铜在高温下可发生分解反应： 4CuO 高温 2Cu2O+ O2↑
(2) 硫酸铜：CuSO4 晶体与无水CuSO4 之间可以相互转化
CuSO4·5H2O ＝ CuSO4 + 5H2O CuSO + 5HO ＝ CuSO·5HO
三、金属小结 1. 金属化学性质比较 6
2. 金属与酸反应的规律
（1）活泼金属（金属活动性顺序H前）与非氧化性酸（如稀盐酸、稀H2SO4等）的反应生成H2。
M + nH+ ＝ Mn+ +H2↑
（2）除Pt 、Au外（Pt 、Au只能溶于王水：浓HNO3与浓盐酸以体积比1：3混合），可与强氧化性酸（HNO3、浓H2SO4）发生氧化还原反应，一般不生成H2。 （3）铁、铝遇到冷的浓H2SO4、浓HNO3时，发生钝化。 （4）有关HNO3与金属反应的计算问题：灵活运用守恒法。
【例题3】为测定某铜、银合金的成分，将30.0 g 合金样品溶于80 mL 13.5 mol/L 浓硝酸，合金完全溶解后，收集到气体6.72 L（标准状况），并测得溶液的pH=0。假设反应后溶液体积仍为80 mL，试计算：（1）被还原硝酸的量（2）合金中银的物质的量。 【解析】（1）对于复杂的反应过程，注意分析反应物的走向：
HNO3（氧化剂）~ NOx
n
2
Cu (NO3)2：2HNO3 ~ Cu
HNO3 铜、银合金 HNO3
AgNO3：HNO3 ~ Ag HNO3（未反应）：pH=0 c(HNO3)=1 mol/L 注：浓酸（HNO3、H2SO4、HCl）在反应中变稀的问题
浓酸随着反应进行由于酸的消耗和水的生成会使酸的浓度降低：如浓硝酸与金属反应时，开始阶段生成NO2，随酸浓度降低产物变为NO。 （2）被还原的硝酸即作氧化剂的HNO3
HNO3（氧化剂）~ NOx （N元素守恒） n(HNO3)（被还原）= n(NOx)= 0.3 mol
（3）合金中银的质量分数：作为酸的硝酸：0.08 L×13.5 mol/L －0.08 L×1 mol/L－ 0.3 mol = 0.7 mol
2HNO3 ~ Cu HNO3 ~ Ag 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol 2n(Cu) n(Cu) n(Ag) n(Ag) 2n(Cu) + n(Ag) = 0.7 mol
n(Cu) ×64 g/mol + n(Ag) ×108g/mol = 30.0 g n(Ag)=0.17 mol 3. 金属冶炼的反应原理及方法
⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如： 2HgO
△
2Hg+O2↑ 2Ag2O
△
4Ag+O2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。如 Fe2O32 2Al+Cr2O7
2O3
WO3+3H金属）。如：
2Al2O
2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的
2↑ MgCl2(熔融)
2↑
四、铁、铜及其化合物之间的转化关系：
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