化学它介绍了许多科学家的优秀品质和他们对事业实事求是的科学态度、严谨的学风，充满了唯物辩证法原理和内容。下面是小编为大家整理的有关九年级下册化学第八单元知识点资料，希望对你们有帮助!

九年级下册化学第八单元知识点资料

一、金属材料

1、金属材料

纯金属(90多种)

合金(几千种)

2、金属的物理性质：(1)常温下一般为固态(汞为液态)，有金属光泽。

(2)大多数呈银白色(铜为紫红色，金为黄色)

(3)有良好的导热性、导电性、延展性

3、金属之最：

(1)铝：地壳中含量最多的金属元素(2)钙：人体中含量最多的金属元素

(3)铁：目前世界年产量最多的金属(铁>铝>铜)

(4)银：导电、导热性的金属(银>铜>金>铝)

(5)铬：硬度的金属(6)钨：熔点的金属

(7)汞：熔点最低的金属(8)锇：密度的金属

(9)锂：密度最小的金属

4、金属分类：

黑色金属：通常指铁、锰、铬及它们的合金。

重金属：如铜、锌、铅等

有色金属

轻金属：如钠、镁、铝等;

有色金属：通常是指除黑色金属以外的其他金属。

5、合金：由一种金属跟其他一种或几种金属(或金属与非金属)一起熔合而成的具有金属特性的物质。

★：一般说来，合金的熔点比各成分低，硬度比各成分大，抗腐蚀性能更好

合金 铁的合金 铜合金 焊锡 钛和钛合金 形状记忆金属

生铁 钢 黄铜 青铜:

成分 含碳量

2%~4.3% 含碳量

0.03%~2% 铜锌

合金 铜锡

合金 铅锡

合金 钛镍合金

备注 不锈钢：含铬、镍的钢

具有抗腐蚀性能 紫铜为纯铜 熔点低

注：钛和钛合金：被认为是21世纪的重要金属材料，钛合金与人体有很好的“相容性”，

因此可用来制造人造骨等。

(1)熔点高、密度小

优点(2)可塑性好、易于加工、机械性能好

(3)抗腐蚀性能好

二、金属的化学性质

1、大多数金属可与氧气的反应

2、金属+ 酸→盐+ H2↑

3、金属+ 盐→另一金属+ 另一盐(条件：“前换后，盐可溶”)

Fe + CuSO4 == Cu + FeSO4 (“湿法冶金”原理)

三、常见金属活动性顺序：

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au

金属活动性由强逐渐减弱

在金属活动性顺序里：

(1)金属的位置越靠前，它的活动性就越强

(2)位于氢前面的金属能置换出盐酸、稀硫酸中的氢(不可用浓硫酸、硝酸)

(3)位于前面的金属能把位于后面的金属从它们的盐溶液中置换出来。(除K、Ca、Na)

四、金属资源的保护和利用

1、铁的冶炼

(1)原理：在高温下，利用焦炭与氧气反应生成的一氧化碳把铁从铁矿石里还原出来。

3CO + Fe2O3高温2Fe + 3CO2

(2)原料：铁矿石、焦炭、石灰石、空气

常见的铁矿石有磁铁矿(主要成分是Fe3O4 )、赤铁矿(主要成分是Fe2O3 )

2、铁的锈蚀

(1)铁生锈的条件是：铁与O2、水接触(铁锈的主要成分：Fe2O3•XH2O)

(铜生铜绿的条件：铜与O2、水、CO2接触。铜绿的化学式：Cu2(OH)2CO3)

(2)防止铁制品生锈的措施：

①保持铁制品表面的清洁、干燥

②表面涂保护膜：如涂油、刷漆、电镀、烤蓝等

③制成不锈钢

(3)铁锈很疏松，不能阻碍里层的铁继续与氧气、水蒸气反应，因此铁制品可以全部被锈蚀。因而铁锈应及时除去。

(4)而铝与氧气反应生成致密的氧化铝薄膜，从而阻止铝进一步氧化，因此，铝具有很好的抗腐蚀性能。

3、金属资源的保护和利用: ①防止金属腐蚀

保护金属资源的途径：②回收利用废旧金属

③合理开采矿物

④寻找金属的代用

意义：节约金属资源，减少环境污染

化学必修二知识点总结归纳总复习提纲

第一章 物质结构 元素周期律

一、原子结构

质子(Z个)

原子核注意： 中子(N个) 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

1. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的

核外电子(Z个)

★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层

2最多容纳的电子数是2n;③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个)，次

外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层： 一(能量最低) 二 三 四 五 六 七

对应表示符号： K L M N O P Q

3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说)

二、元素周期表

1.编排原则：

①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。(周期序数=原子的电子层数) ........

③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ..........

主族序数=原子最外层电子数

2.结构特点：

核外电子层数 元素种类

第一周期 1 2种元素

短周期第二周期 2 8种元素

周期第三周期 3 8种元素

元 7第四周期 4 18种元素

素 7第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满(已有26种元素)

表主族：ⅠA～ⅦA共

7个主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 (18个纵行)第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 (16个族)零族：稀有气体 三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原......子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 .............2.同周期元素性质递变规律 第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr (Fr是金属性的元素，位于周期表左下方)

第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At (F是非金属性的元素，位于周期表右上方)

★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

(1)金属性强(弱)——①单质与水或酸反应生成氢气容易(难);②氢氧化物碱性强(弱);③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

(2)非金属性强(弱)——①单质与氢气易(难)反应;②生成的氢化物稳定(不稳定);③价氧化物的水化物(含氧酸)酸性强(弱);④相互置换反应(强制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。 (Ⅰ)同周期比较：

(Ⅲ)

比较粒子(包括原子、离子)

半径的方法：(1)先比较电子层数，电子层数多的半径大。

(2)电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而

小。

四、化学键

化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 1.离子键与共价键的比较 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。(只有共价键)

极性共价键(简称极性键)：由不同种原子形成，A-B型，如，H-Cl。

共价键

非极性共价键(简称非极性键)：由同种原子形成，A-A型，如，Cl-Cl。

2.电子式：

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：

(1)电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷;而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。(2)[ ](方括号)：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

第二章 化学反应与能量

第一节 化学能与热能

1、在任何的化学反应中总伴有的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量<e生成物总能量，为吸热反应。< p=>

2、常见的放热反应和吸热反应

常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢

气。

④大多数化合反应(特殊：C+CO2 △ 2CO是吸热反应)。

△ 常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)+H2O(g)

+H2(g)。 CO(g)

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+

10H2O

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。