s区元素概述
p区元素总结
第1节氮族元素分页: 1 234 周期系第V A族元素称氮族元素(Nitrogen family elements)。它包括氮(Nitrogen)、磷(Phosphorus)、砷(Arsenic)、锑(Antimony)与铋(Bismuth)。氮就是生命得基础,磷就是动植物得必需元素。砷、锑、铋三者性质较为相似,就是重要得合金元素。而磷却与砷、锑有一定得相似性,它们得化合物丰富多彩,大多就是重要得工业原料、肥料、新技术材料。 14、1 氮族元素 14、1、1 氮族元素概述 周期系第V A族:氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi 五种元素,又称为氮族元素; ? 氮与磷就是非金属元素,砷与锑就是准金属,铋就是金属元素; 氮族元素价电子构型: ns2 np3; 氮族元素所形成得化合物主要就是共价型得,原子越小形成共价键得趋势越大。 图14-1 氮族元素在周期表中得位置 表14-1 氮族元素得一般性质
14、1、2 氮族元素得单质 ??? ?? 图14-2 氮族元素得单质 1、存在 氮族元素中除磷在地壳中含量较多外,其它各元素含量均较少。 氮主要以单质存在于大气中,天然存在得氮得无机化合物较少。 磷较容易氧化,在自然界中不存在单质。它主要以磷酸盐得形式分布在地壳中。 ? 砷、锑与铋主要以硫化物矿得形式存在,如雄黄:As4 S4。 雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4) 图14-3 氮族元素得存在 2、性质 除氮气外,其它氮族元素得单质都比较活泼。化学性质列于上表中。 表14-2 氮族元素得化学性质
3、N2 N2分子得分子轨道表达式为: N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2] 氮气就是无色、无臭、无味得气体。沸点为-195、8°C。微溶于水。 强得N≡N键(944kJ/mol),常温下化学性质极不活泼,故N2常常作为惰性气体使用。 4、磷得同素异形体 图14-4 白磷与红磷 (1)白磷得结构 白磷得结构 由P4分子通过分子间力堆积起来,每个磷原子通过其px,py与pz轨道分别与另外3个磷原子形成3个σ键,键角∠PPP为60°,分子内部具有张力,其结构不稳定。 图14-5 白磷得结构 白磷得性质 白磷P4就是透明得、柔软得蜡状固体,化学性质活泼,空气中自燃,溶于非极性溶剂。
s区元素
第9章 s 区元素 【9-1】试说明碱金属和碱土金属在同一族从上到下，同一周期从左到右下列性质递变的情况：（1）离子半径， （2）电离能，（3）离子水和能。并解释原因。 解：（1）碱金属和碱土金属从上到下离子半径增大，这是因为随着主量子数的增加，外层电子在核外出现概率最大的距离明显增加；在同一周期中，从左到右离子半径减小，这是因为随着核电荷的增加，核对于核外电子的吸引力（即有效核电荷）增强的缘故。 （2）碱金属和碱土金属从上到下电离能减小，是因为随着原子半径的增加，原子核对外层电子的束缚力减小；在同一周期中，从左到右电离能增大，这是因为随着有效核电荷的增加，和对外层电子的束缚力增加的缘故。 （3）碱金属和碱土金属从上到下水合能减小，这是因为随着原子序数增加，离子半径增加，正离子与水分子相互作用力减小的缘故。。在同一周期中，从左到右水合能增加，碱土金属离子在水溶液中，均为正二价离子，所以电荷高于正一价碱金属离子的缘故。 【9-2】锂、钠、钾在氧气中燃烧生成何种氧化物？这些氧化物与水反应情况如何？以化学方程式来说明。 解：分别生成Li 2O 、Na 2O 2、KO 2 ； 【9-3】写出下列反应方程式： （1）Al 溶于NaOH 溶液中 （2）Ba(NO 3)2加热分解 （3）Na 2O 2+CO 2 （4）CaH 2+H 2O （5）Na 2O 2+Cr 2O 3 （6）K+KNO 3 解：(1) 2Al + 2NaOH + 6H 2O = 2NaAl(OH)4 + 3H 2↑(2)Ba(NO 3)2 = Ba(NO 2)2 + O 2↑(3) 2Na 2O 2 + 2CO 2 =2NaCO 3 + O 2(4) CaH 2 + 2H 2O =Ca(OH)2 + 2H 2↑(5) 3Na 2O 2 + Cr 2O 3 = 2Na 2CrO 4 + Na 2O (6) 10K + 2KNO 3 = 6K 2O + N 2↑ 【9-4】比较下列性之的大小： （1）溶解度：CsI ，LiI ，CsF ，LiF ，LiClO 4，KClO 4 （2）碱性的强弱：Be(OH)2， Mg(OH)2，Ca(OH)2， NaOH （3）分解温度:Na 2CO 3，NaHCO 3，MgCO 3， K2CO 3 （4）水和能：Na +， K +，Mg 2+，Be 2+ 解：（1）溶解度：CsI
p区元素(二)习题总结
第14章P区元素（二）习题目录 一判断题 1 氧族元素中，只有氧在自然界可以单质状态存在。（） 2 在所有含氧的化合物中，氧的氧化值都是负的。（） 3 氧族元素氢化物还原性强弱的次序为H2O 第10章 p 区元素 【10-1】完成下列反应方程式： （1）KBr+KBrO 3+H 2SO 4 （2）AsF 5+H 2O （3）OCl 2+H 2O （4）Cl2通入热的碱液 （5）Br2加入冰水冷却的碱液 解：（1）5KBr+KBrO 3+3H 2SO 4 = 3Br 2+3K 2SO 4+3H 2O （2）AsF 5+4H 2O = H 2AsO 4 +5HF （3）OCl 2+H2O = 2 HClO （4）3Cl 2 + 6NaOH(热) = NaClO 3 + 5 NaCl+ 3H 2O （1）Br 2 + 2NaOH(冰水) = NaBr + NaBrO+H 2O 【10-2】用表9-1和表10-1有关数据比较F2和Cl2分别与Na(s)反应时，何者放出的能量更多？并指出造成此结果的原因（NaF 和NaCl 的晶格能分别为915kJ/mol 和778kJ/mol ）。 解：.前者放出的能量多 （1 1 402(NaCl),556)(--?-=??-=?mol kJ rH mol kJ NaF rH ）， 因为氟的原子半径小，当生成离子化合物时晶格能大。 计算过程如下： 【10-3】Br 2能从I - 溶液中取代出I ，但I 2又能从KBrO 3溶液中取代出Br 2，这两种实验事实有无矛盾？为什么？ 解：不矛盾。因为φ?(Br 2/Br -)>φ? (I 2/I -),所以Br 2+2I - 2Br -+I 2能进行,说明氧化性Br 2>I 2;又因为φ? (Br /Br 2)>φ? (I /I 2),所以2Br +I 2 Br 2+2I 能进行,说明氧 化性Br >I ,或还原性I 2>Br 2。 【10-4】将Cl 2不断地通入KI 溶液中，为什么开始时溶液呈黄色，继而有棕色沉淀产生，最后又变成无色溶液？ 解：黄色为I 3- , 棕褐色沉淀为I 2, 无色为IO 3- 。有关反应为： 2I － + Cl 2 === 2Cl － + I 2I 2 + I - === I 3-I 2 + 5Cl 2 + 6H 2O === 2IO 3- + 10Cl - + 12H + 【10-5】写出下列制备过程中的反应方程式： （1）由NaBr 制备HBr （2）由KI 制备KIO 3 （3）由I 2和P 制备HI （4）由Cl 2和CaCO 3制备漂白粉 解： 电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 高温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O 电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 高温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O 【10-6】比较下列性质的大小 （1）键能：F —F 和Cl —Cl （2）电子亲合能：F 和Cl （3）酸性：HI 和HCl （4）热稳定性：HI 和HCl （5）水中溶解度：MgF 2和MgCl 2 （6）氧化性：HClO 和HClO 4 解：（1）F —F 无机化学s区元素练习题 S区元素练习题 一、完成并配平下列反应方程式 1、Na +H2→ 2、LiH → 3、CaH+H2O→ 4、Na2O+ CO→ 5、 Na2O+ MnO4- + H+→ 6、BaO+ H2SO4 → 7、纯氧中加热氧化钡 8、唯一能生产氮化物的碱金属与氮气反应 9、铍与氢氧化钠溶液反应 10、金属钙在空气中燃烧，将燃烧产物再与水反应 11、写出氢氧化锂和过氧化钡的常用制取方法的化学方程式 二、请用热力学数据计算碱金属的过氧化物的稳定性增强 请用热力学数据计算碱金属超氧化物的稳定性也在逐渐增强 三、已知r＝227pmr＝197pm，Ar=39.0Ar=40.078,计算钾和钙的密度。 四、写出Ca2与氯化镁溶液反应的离子方程式，计算 该反应在298K下的标准平衡常数K? 五、已知NaH晶体中，Na与H的核间距离为245pm，试用Born-Lande公式计算NaH的晶格能。再用波恩－哈伯循环计算NaH的标准摩尔生成焓。 ????六、计算反应MgO + C?的?rHm，?rSm和???CO ＋Mg+- ?rGm，以及该反应可以自发进行的最低温度。 ? 七、已知镁的升华焓?SubHm=147.70kJ·mol,第一，第二电离分别为I1=743.94 ?2?kJ·mol-1，I2=1456.8kJ·mol-1，?fHm=-466.8kJ·mol-1，?-1 ?fGm=-454.kJ·mol，试计算?fHm，计算E和Mg的水合热2+2?/Mg)。 八、s区某金属A与水反应剧烈，生成的产物之一溶液呈碱性。B与溶液C反应可得到中性溶液D，D在无色火焰中的焰色反应呈现为黄色。在D中加入硝酸银溶液有白色沉淀E生成，E可溶于氨水中。一淡黄色粉末物质F与金属A反应生成G，G溶于水得到B溶液，F溶于水则得到B和H的混合溶液，H的酸性溶液可使高锰酸钾溶液退色，并放出气体I。试确定各字母所代表物质的化学式，写出有关的反应方程式。 某碱土金属A在空气中燃烧时火焰呈橙红色，反应产 第十二章s区元素 教学重点：1.氢的物理和化学性质； 2.碱金属的钠与钾，碱土金属的镁、钙、钡的性质。 3.其氢氧化物的溶解性和碱性。 4.碱金属和碱土金属盐类的一些重要性质。 第一节氢 一、物理性质 氢(hydrogen)是太阳大气的主要成分，如果以原子百分数计，氢占81.75%，氢是太阳发生热核反应的主要原料。是供给地球上生物生存的最大能源。 氢在地壳（包括大气、水、岩石圈）中的含量，若以原子百分数计占17%，若以质量百分数计约占1%。氢虽存在量不大，但分布却十分广泛。自然界中，氢主要以化合态存在，如在水中、有机物中、生物体中等，仅只在天然气等少数物质中有少量单质氢存在。 已知氢有三种同位素，自然界 氢或氕（用11H或H表示）99.98% 重氢或氘(deuterium)（用21H或D表示）0.02% 氚(tritium)（用31H或T表示）107个普通氢原子才有1个氚原子 氢的同位素之间由于电子结构相同，故化学性质基本相同，但是它们的原子质量相差较大，从而引起物理性质上的差异。 如：H2的沸点为20.4K，熔点为14.0K D2的沸点为23.5K，熔点为18.65K 氘的重要性在于它与原子反应堆中的重水有关，并广泛地应用于反应机理的研究和光谱分析。氚的重要性在于和核聚变反应有关，也可用作示踪原子(tracer element)。 单质氢是以双原子分子形式存在，它是一种无色无嗅的气体，是空气密度的1/14.38，是所有气体中密度最低的。用它的密度小的性质，可以填充氢气球，但有易于着火的缺点。 如将氢气进行深度冷冻并加压，氢气可转变成液体，利用液态氢的低温，可以将除氢以外的其它气体变成固体，在14.0K时可转变为透明固体。 氢在水中微微溶解，273K时1体积水仅能溶解0.02体积的氢气，但氢气可被某些金属（如镍、钯、铂）吸附，如室温时1体积细钯粉，大约吸收900 233 s区和p区元素化学引言Introduction of the Chemistry of s and p Elements 周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups）即为s区和p区元素。每一周期（period）以两种s区元素开始，后面是六种p区元素（第一周期例外，只有两种元素）。 一、原子半径（Atomic Radii）、电离势（Ionization Energy）、电子亲和能 （Electron Affinity）和电负性（Electronegativity）的周期性变化 （见第七章） 二、s和p区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element） 1．外层s和p轨道之间的能量差 The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups 2nd period Li Be B C N O F Ne 1.9 2.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.8 3rd period Na Mg Al Si P S Cl Ar 2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.5 4th period K Ca Ga Ge As Se Br Kr -- 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.2 5th period In Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th period Tl Pb Bi Po At Rn (7) (9) (10) (12) (16) - (1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道之间的 能级差增大，因此失去n s 2电子的机会减少，例如第三周期： ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV) ∴ - ---4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低 (2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列： PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜- 4IO (3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2电子很难参与形成化学键，这种效应称为“6s 2惰性 电子对效应”（inert 6s pair effect ） 2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数 +3+5+7 +1, 1E n s n p E n s n p +4+6 +2, 2 三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ） 1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period -24BeF -4BF 4CF +4NF 3rd period - 36AlF -26SiF -6PF 6SF +6ClF 4th period -36GaF -26GeF -6AsF 6SeF 2nd period -33BO - 23CO - 3NO 3rd period -44SiO -34PO - 24SO -4ClO 4th period -44GeO - 34AsO - 24SeO -4BrO 5th period -86SnO -76SbO - 66TeO - 56IO - 46XeO 主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数 越大。 2．共价化合物的分子轨道理论（The theory of molecular orbital of covalent compounds ） (1) s 、p 区元素的价轨道(valence orbital)是外层能级，即n s 、n p 轨道.虽然从第三周期开 始，元素有相应的n d 空轨道，但计算表明n d 轨道所处能态相当高，以致形成化学键的可能性相当小。 (2) 以SF 6为实例 第八章s区元素 8.1 S区元素概述 (1) 8.2 S区元素的一些规则 (3) 8.3 重要单质与化合物 (10) 8.4 制备 (18) 8.5 S区元素的生物作用 (20) 8.1 S区元素概述 8.1.1 碱金属 S区元素价电子构性、氧化还原性及其变化规律 S区元素包括周期系中的ⅠA族－碱金属和ⅡA族－碱土金属。 表8-1 ⅠA和ⅡA的特征氧化态为＋1和＋2，但还存在低氧化态，如等。 从标准电极电势（E），均具有较大的负值。金属单质都是强的还原剂,如纳、钾、钙等常用作化学反应的还原剂。 表8-2 S区元素电极电势 由于它们都是活泼的金属元素，只能以化合状态存在于自然界。如钠和钾的主要来源分别为熔盐NaCl 、海水；天然氯化钾、光卤石KCl·MgCl 2·6H 2O 等。钙和镁主要存在于白云石 、方解石 、菱镁矿 、石膏 等矿物中， 锶和钡的矿物有天青石 和重晶石 等。 岩盐 白云石 菱镁矿 重晶石 8.1.2 碱土金属 2.碱土金属 碱金属和碱土金属元素在化合时，多以形成离子键为主要特征。氢氧化物除具 有两性， 为中强碱外，其他均是强碱。 【问题1】铍与锂具有一定的共价性，为什么？ 由于锂和铍原子半径和离子半径小，且为2电子构型，有效核电荷大，极化力强，因此它们的化合物，具有一定的共价性。 碱金属元素的原子也可以共价键结合成分子，如等碱金属单质的双原子分子就是共 价分子。 IA 和IIA 族金属的一些基本性质列于表中。 表8-3 碱金属与碱土金属的基本性质 【问题2】为什么ⅡA 金属的熔沸点升华热高于IA ？ⅡA 离子水合放热更多？ 因为ⅡA 金属中有两个电子参与形成金属键，金属键较强，所以熔沸点及升华热均高于IA 。ⅡA 离子带有两个正电荷，更容易与水结合，会放出更多的热量。 8.2 S 区元素的一些规则 8.2.1 对角线规则（1） 锂和镁的相似性 S 区元素的一些规律 1．对角线规则 第二周期元素Li 、Be 、B 的性质和第三周期处于对角位置的元素Mg 、Al 、Si 一一对应，它们的相似性称为对角线规则。 (1).锂和镁的相似性 a.锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（ 和 ），不生成过氧化物。 b.锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（和 ），而其它碱金属不能和氮作 用。 第10章 p 区元素(一)习题参考答案 1． 解：（1）3Cl 2 + 6KOH(热) KClO 3 + 5KCl + 3H 2O （2）I 2 + 5H 2O 2 2HIO 3 + 4H 2O （3）KClO 3 + 6KI + 3H 2SO 4 KCl + 3I 2 + 3K 2SO 4 + 3H 2O （4）O 3 + 2I ? + H 2O I 2 + O 2 + 2OH ? （5）H 2O 2 + H 2S 2H 2O + S↓ （6）H 2O 2 + 2I ? + 2H + I 2 + 2H 2O （7）2H 2S + H 2SO 3 3S↓+ 3H 2O （8）2S 2O 3? + I 2 S 4O 62? + 2I ? （9）S 2O 32? + 4Cl 2 + 5H 2O 2SO 42? + 8Cl ? + 10H + （10）Al 2O 3 + 3K 2S 2O 7 Al 2(SO 4)3 + 3K 2SO 4 （11）2Mn 2+ + 5S 2O 82? + 8H 2O Ag +2MnO 4? + 10SO 42? + 16H + （12）AgBr + 2S 2O 32? [Ag(S 2O 3)2]3? + Br ? 2． 解：（1）Cl 2(g) + 2I ?2Cl ? + I 2 5Cl 2(g) + I 2 + 6H 2O 2IO 3? + 10Cl ? + 12H + （2）SO 42? + 8I ? + 10H + 4I 2 + H 2S↑+ 4H 2O 3． 解：（1）以食盐为基本原料制备Cl 2、NaOH 、NaClO 、Ca(ClO)2、KClO 3、HClO 4； 2NaCl + 2H 2O 电解2↑+Cl 2 ↑ Cl 2 + 2NaOH(冷) NaClO + NaCl + H 2O 2Cl 2 + 2Ca(OH)2(冷) Ca(ClO)2 + CaCl 2 + 2H 2O 3Cl 2 + 6KOH(热) KClO 3 + 5KCl + 3H 2O 4KClO 3 3KClO 4 + KCl KClO 4 + H 2SO 4(浓) 减压蒸馏KHSO 4 + HClO 4 （2）以萤石(CaF 2)为基本原料制备F 2。 CaF 2 + H 2SO 4(浓) CaSO 4 +2HF↑ KOH + 2HF KHF 2 + H 2O 2KHF 2电解2KF + H 2↑+ F 2↑ 4． 解：（1）FeCl 3与Br 2水能共存。因 E (BrO 3?/Br 2) = 1.5V > E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V ，所以FeCl 3和Br 2不会发生氧化还原反应，也不发生其它反应，故能共存。 （2）FeCl 3与KI 溶液不能共存。因 E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V > E (I 2/I ?) = 0.5355V , 故发生反应：2Fe 3+ + 2I ? 2Fe 2+ + I 2 （3）NaBr 与NaBrO 3在酸性溶液中不能共存。因 E (BrO 3?/Br 2) = 1.5V > E (Br 2/Br ?) = 1.065V , 故发生反应：BrO 3? + 5Br ? + 6H + 3Br 2 + 3H 2O （4）KI 与KIO 3在酸性溶液中不能共存。因 E (IO 3?/I 2) = 1.195V > E (I 2/I ?) = 0.5355V , 故发生反应：IO 3? + 5I ? + 6H + 3I 2 + 3H 2O 6． 解：A 为SO 2水溶液。有关反应式如下： （1）SO 2 + H 2O + 2OH ? SO 32? + 2H 2O F区元素p257 1.(1). Ln、An填充的是(n-2)f轨道，为了不破坏一格一元素的规则，又使周期 表不至于太长，所以将它们放在表外。 (2). 随着核电荷数的增加，增加的电子是填充在4f轨道中，屏蔽常数略小于1，对核电荷的屏蔽不完全，使Z*增加，半径减小。 (3). 峰出现Eu、Yb两元素外(Eu: 4f76s2, Yb: 4f146s2)，可用的价电子只有2个，金属键较弱，半径大；谷出现在Ce元素处(Ce: 4f5d16s2)，可用的价电子有4个，半径小。 (4). Y3+的半径介于Ho3+和Er3+之间，性质与重稀土相似。 2. (1). Sm、Eu；Tm、Yb；Ce、Pr；Tb、Dy (2). Ce4+; Eu2+ (3). 64; Gd3+ Gd断效应：Ln元素的性质变化呈两段分布，以Gd(4f75d16s2)为界，称为Gd断效应。 (4). 无；Tm3+；Dy3+；黄；f x；f14-x 3. Ln3+ + NH3·H2O (OH-) → Ln(OH)3↓ + NH4+ Ln(OH)3和Ca(OH)2均为碱性，形成配合物的能力都不强(8e构型阳离子) 4. (1). 2Ce3+ + S2O82- (过二硫酸根) +2Ce4+ + 2SO42- (2). 2Eu3+ + Zn → Zn2+ + 2Eu2+ (3). 2CeO2 + 8HCl(浓) 2CeCl3 + Cl2↑ +4H2O (4) 4Ce(OH)3 + O2 + 2H2O → 4Ce(OH)4 (5) Yb3+ + Na(-Hg) → Na+ + Yb2+ (6) Ce(NO3)3CeO2 + NO2↑ + O2↑ (7) 2Tb2(C2O4)3Tb4O7+ 7CO↑ + 5CO2↑ 5. Ce4+ > Lu3+ > La3+ > Eu2+ 园林景观设计元素概述 园林景观设计元素概述 在近现代园林景观设计方面，国外的理论研究发展较早，现在已经形成一些较为成熟的框架。我国的园林景观发展，历史悠久，有着浓重的文化色彩，因此在现代的园林景观设计科学研究上，也独树一帜，有着自己较为独特的理论。 1.国外对园林设计元素的的理论研究 美国和日本等发达国家在园林设计理论研究上已经有多年的进展，美国园林设计研究权威机构将园林景观设计元素分为自然元素和人工元素。美国还有一些景观规划师将园林景观细分为地形、植物、建筑、铺装、构筑物、水体等。 在日本，园林景观有专门的建筑及环境评估方面的理论定义，对于园林景观元素，在日本权威的《建筑用语辞典》中，被细分为自然景观构成、人文景观构成和自然人文景观构成三个大类。他们将天空、山川、森林、动植物等自然物归为自然景观构成;古建筑、道桥、耕地、村落、庙宇、标识等人造物归为人文景观构成;而桥梁与湖泊、山川与村落等自然与人工并存的元素归为自然人文构成。 还有一些国外学者将园林景观设计元素划分为点、线、面，无论是自然还是人文元素，均按照其几何学特征纳入其范畴中，以绘画般的.设计手法来进行园林景观的艺术设计。 2.国内对于园林设计元素的理论研究 国内在园林景观设计的理论研究上起步较晚，国外的各种设计元素理论对国内都有一定的影响。国内学者将园林景观构成要素按照自然景观、人文景观以及人工景观分为三大类。也有部分学者将园林景观的构成分为硬质元素与软质元素。其中硬质元素主要指建筑、墙体、雕塑等;软质元素指水体、林木等。 本文主要研究园林景观设计元素的虚体元素与实体元素理论。实体元素即所谓物质形式的构成，包括建筑和自然景观，虚体元素则是指实体单独或者组合之后蕴含地域风格、人文环境、文化意境等的光、声、风、色、等主观感知元素。 碱金属(IA ): ns 1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr; 氧化物水溶液呈碱性 碱土金属(IIA ): ns 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 除碱性外，还具土性（难溶于水、难熔融）; ◆ 碱金属和碱土金属都是活泼金属； ◆ 主要特点是：轻、软、低熔点； ◆ 碱金属和钙、锶、钡可以用刀子切割； 一、 两者通性： 1、易于氢气直接化合成MH 、MH 2离子型化合物； 如：(1)NaH H Na 222→+ ; (2)22MgH H Mg →+ ; 2、与氧气形成正常氧化物，过氧化物，超氧化物，臭氧化物； (1)Li+O 2=Li 2O ; (其他金属形成Na 2O 2、K 2O 2、KO 2、RbO 2、CsO 2); (2)2M+O 2=2MO (加热可燃烧，钡能形成BaO 2); 3、与其他非金属作用形成相应的化合物； (1)2M+X 2=2MX (X=卤素); （2）M+X 2=MX 2 ; 4、除了Mg 和Be 外，其他的都较易与水反应，形成稳定的 氢氧化物，多为强碱； (1) 2M+2H 2O=2MOH+H 2 ; (但Li 的反应缓慢，因为Li 的熔点较高，与水反应产生的热量不足以使其熔化；且LiOH 的溶解度较小，覆盖在金属表面，从而降低了反应速率); (2) M+2H 2O=M(OH)2+H 2 ; （Be 、Mg 与冷水反应缓慢，因其表面形成一层难溶的氢氧化物阻止了与水的进一步反应 ）; 5、除Be 外，S 区元素的单质都能溶于液氨生成的蓝色的还原性溶液； 碱金属的还原性体现在可置换出液NH 3中的H 2: ()()()g H NH M l NH s M 2232222++→+-+ ; 6、离子型氢化物都与水发生剧烈的水解反应而生成氢气； (1)MH+H 2O=MOH+H 2 ; (2)MH 2+2H 2O=M(OH)2+2H 2 ; 7、离子型氢化物都具有强碱的还原性； (1)Ti+4NaH=Ti+4NaCl+2H 2 ; (2)[]LiCl AlH L AlCl LiH 3i 443 +??→?+乙醚; (3)Li[AlH 4]+4H 2O=LiOH+Al(OH)3（s ）+4H 2 ; 二、1、过氧根离子（O 2-）的结构式：[]----2O O ; 反磁性物质，即不具有磁性； 电子分布式：()()()()()()42422222222211)(***p p p s s s s ππσσσσσ; P区元素 一、卤素单质（氟、氯、溴、碘、砹） ⒈卤素单质的物理性质 ⒉卤素单质的化学性质 卤素是很活泼的非金属元素。卤素单质具有很强的氧化性，能与大多数元素直接化合。 例如：位于前面的卤素单质可以氧化后面卤素的阴离子。 Cl2 + 2Br-→ 2Cl- + Br2 ★卤素与水反应分为两类： 氧化反应：2X2 + 2H2O → 4X- + 4H+ + O2 激烈程度：F2＞Cl2＞Br2，碘不发生此类反应。 歧化反应： 可见，反应进行的程度Cl2＞Br2＞I2,氟只发生第一类反应。通常所用的氯水、溴水、碘水主要成分是单质。 ★卤素在碱性条件下发生两类歧化反应：X2 + 2OH－→ X－+ XO－+ H2O 3X2 + 6OH－→ 5X－+ XO3－+ 3H2O 二、卤素的氢化物概述 卤素的氢化物称为卤化氢，即氟化氢HF、氯化氢HCl、溴化氢HBr、碘化氢HI等。常温下卤化氢都是无色、有刺激性气味的气体。卤化氢易溶于水，其水溶液叫氢卤酸。除氟化氢外，其它氢化物均为强酸。 可直接用水和卤素与磷混合物反应制备卤化氢。 2P + 3Br2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HBr 2P + 3I2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HI 三、卤化物和多卤化物 ⒈卤化物 卤素和电负性比它小的元素生成的化合物叫卤化物。卤化物可以分为金属卤化物和非金属卤化物，根据卤化物的键型，又可以分为离子型卤化物和共价型卤化物。 ⑴金属卤化物 所有金属都能形成卤化物。碱金属、碱土金属以及镧系、锕系元素的卤化物大多数属于离子型或接近离子型，例如：NaX，BaCl2，LaCl3等。当阴阳离子极化作用比较明显时，表现出一定的共价性，如：AgCl等。有些高氧化值的金属卤化物则为共价型卤化物，如， AlCl3,SnCl4,FeCl3,TiCl4等。 在金属卤化物中,对应氢氧化物不是强碱的都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐。需特殊记忆的有： SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl + HCl SbCl3 + H2O → SnOCl + 2HCl BiCl3 + H2O → BiOCl + 2HCl ⑵非金属卤化物 非金属硼、碳、硅、氮、磷等都能与卤素形成各种相应的卤化物。这些卤化物都是共价型的。非金属卤化物水解产物一般为两种酸，例如：BX3，SiX4，PCl3等。 ⒉多卤化物 有些金属卤化物能与卤素单质或卤素互化物发生加合作用，生成的化合物称为多卤化物。例如：KI3，KICl2，KI2Cl，KIBrCl等。 含有3个卤原子的多卤化物阴离子的空间构型几乎都是直线型的。如卤原子不同时，则半径较大的卤原子位于中间，而半径较小的卤原子位于两侧。 I2在含有I-的溶液中溶解度比在纯水中溶解度大得多，与生成多卤化物有关，即发生如下加合反应： KI + I2→ KI3 四、卤素的含氧化合物 ⒈卤素的含氧化合物概述 卤素的含氧化合物有氧化物、氢氧化物(含氧酸)、含氧酸盐，其稳定性依次增强。 ⒉各类卤素含氧酸根的结构 对于任何类型的卤素含氧酸根，,价层电子对的空间构型为四面体构型，即卤原子X都采用sp3杂化，卤原子用sp3杂化轨道与氧原子O成键。 卤原子氧化值+1 +3 +5 +7 名称次卤酸根亚卤酸根卤酸根高卤酸根 离子空间构型直线型V字型三角锥四面体 空间构型p区元素
无机化学s区元素练习题
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p区元素(一)习题参考答案
f区元素-配合物-s区元素-p区元素
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