元素規(guī)律和賦存形式

1、二、查瓦里茨基分類1）、以展開式周期表為基礎(chǔ)2）、分類依據(jù)和參數(shù)：01. 外層電子數(shù)02. 電子層數(shù)03. 原子半徑和離子半徑3）、 查瓦里茨基分類01. 氫族02. 惰性氣體族03. 造巖元素族（巖石主要元素族）04. 礦化劑或揮發(fā)元素族（巖漿射氣元素族）05. 鐵族元素06. 稀有稀土元素族07. 放射性元素族08. 鎢鉬族09. 硫化礦床成礦元素族10. 鉑族元素11. 半金屬和重礦化劑12. 重鹵素族4、優(yōu)點 ：較好地反映了元素在成礦和成巖作用中的意義。5、不足 ：01. 稀有元素作為一個分類范圍不夠準確，目前對稀有元素的理解和劃分很不一致02. 造巖元素的性質(zhì)和行為比較籠統(tǒng)03. 重

2、鹵素族和鎢、鉬族作為單獨一族又嫌太窄04. Cu 、 Ag 、Au 在自然界中既可呈自然金屬產(chǎn)出、又可以與Se、Te 形成化合物，兼具鉑族元素和硫化物成礦元素兩族性質(zhì)，但查氏卻把它們分開了。4）費爾斯曼分類（普通場、硫化物場、酸性場）5）北大分類（強調(diào)元素的化學特性）6）涂先生關(guān)于礦產(chǎn)元素分類（元素的活動性）7）微量元素地球化學分類 地球化學中常用的元素分類名稱01. 主量元素和微量元素02. 造巖元素03. 稀土元素04. 高溫成礦元素05. 第一過渡族06. 金屬成礦元素07. 陰離子族08. 放射性元素09. 地球揮發(fā)份鍵參數(shù)及其地球化學意義1、鍵 是在晶體中各種原子及離子間相互作用的結(jié)

3、合力，而所謂鍵參數(shù)也就是用以表示 這種結(jié)合力的一些參數(shù)，在地球化學中常碰到的鍵參數(shù)有以下幾類：01. 半徑02.化學鍵03.電離和電價04.電離能與電子親合能05.電負性06.離子電位半徑（原子或離子的半徑）1、半徑的概念、分類2、半徑的計算方法3、影響半徑的因素4、周期表中半徑的變化規(guī)律01.鑭系和錒系收縮原子或離子的半徑：原子或離子在晶格中形成一個有一定范圍的電磁場，即電子云 的分布范圍，其半徑即稱為 原子或離子的半徑分類：01.絕對半徑02.有效半徑有效半徑又包括（原子半徑、共價半徑、離子半徑）絕對半徑：單純根據(jù)原子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，不考慮外界環(huán)境影響而計算出的半徑有效半徑：為原子或離子在晶格

4、中的半徑，即受到周圍原子或離子的相互影響而表現(xiàn)出來的真正范圍。可通過 出來的真正范圍?？赏ㄟ^ x衍射實驗測得，M + R原子半徑：原子在金屬晶體中的半徑共價半徑：原子在原子晶體中的半徑離子半徑：離子晶體中正、負離子中心之間的距離等于正負離子半徑之和，而該距離等于正負離子半徑之和，而該距離可以通過x衍射實驗測得半徑的計算方法1） Goldschmit法：用離子間最緊密堆積的幾何原理來計算，善農(nóng)一 一波維特有效半徑原理系此。1985年在青島召開的原地礦部“地球化學”教材編審委員會第四次會議推薦善農(nóng)一波維特離子半徑體2）Pauli ng法：考慮外層電子吸引力來計算半徑影響半徑的因素1 )內(nèi)因：原子(

5、離子)半徑的大小，主要決定于核電荷和外電子層數(shù)2)外因：主要受晶體構(gòu)造的不同配位數(shù)、溫度、壓力等的影響 周期表中半徑的變化規(guī)律1) 同一周期2) 同族3) 對角線4) r陰> r陽0 - 2 - -5) 對同一 元素： R 陽 > R >R-, R + <R <R+ , R - F -6) 鑭系和錒系收縮鑭系和錒系收縮57La 71Lu, 89Ac 98Cf,半徑分別由1.03宀0.86和1.12宀0.97有規(guī)律地縮小，是 是由于新增加的電子充填在填在 4 f 和 5f 電子層中，新增加的 F 電子對核的屏蔽常 數(shù)3 =0.98 ,因而 Z = = ( Z- -

6、S =0.02，有效核電荷增加，而導致半徑減小。鑭系收縮不僅導致了稀土元素半徑相似，鑭系收縮不僅導致了稀土元素半徑相似，在自然界中緊密共生，同時也影響到鑭以后的元素，(Hf,Ta)與位于其上方的元素(Zr ,Nb) 的離子半徑差異減小而近乎相等。Zr0.80,Nb0.79,Mo0.75Hf0.79,Ta0.75,W0.73,而表現(xiàn)出相似的地球化學性質(zhì)， 在地球化學作用過程中緊密共生， 如所有含 Nb 的礦 物中都含有Ta，而所有含Ta的礦物中也含有Nb化學鍵01.離子鍵02.共價鍵03.金屬鍵04.范德華鍵05.氫鍵離子鍵 一個原子將其外層電子軌道上的一個或多個電子轉(zhuǎn)移到另一個原子的外層電子軌

7、 道，從而使兩者都達到惰性氣體構(gòu)型，這一過程的結(jié)果就形成了離子鍵。1 、 離子鍵的形成實際上是金屬原子和非金屬原子之間電子的交換過程2、原子間通過離子鍵相互結(jié)合的晶體稱為離子晶體。離子晶體具有中等硬度和比 重、相對較高的熔點、電導性和熱導性都比較差共價鍵共價鍵 ：成鍵原子間通過共用電子的方式形成的化學鍵稱為共價鍵 共價鍵是化學鍵中最強的鍵，因此，以共價鍵方式形成的礦物具有很強的硬度很高 的熔點、固態(tài)下為絕緣體金屬鍵： 自然金、自然銀或自然銅等，其電子可以自由地由一個原子轉(zhuǎn)移到相鄰的另一個 原子。金屬的結(jié)構(gòu)單元是原子核和非價電子軌道構(gòu)成的， 它們之間通過圍繞在原子核周圍的 價電子云聯(lián)系在一起，

8、其中許多電子并不屬于任何一個固定的原子核， 而是可以自由地移動， 電子軌道充滿電子的原子核和負電子云之間的吸引力使得原子之間聯(lián)系在一起，這樣的化學鍵稱為 金屬鍵 。具有金屬鍵的金屬具有高導電性、導熱性等特點。范德華鍵： 1、這種化學鍵涉及到那些在結(jié)構(gòu)中既不失去電子也不獲得電子甚至不與結(jié)構(gòu)中 其他原子共用價電子的原子。 這些特殊的原子具有非成對的電荷分布。 由于在原子核的一側(cè) 的電子密度高于另一側(cè)的電子密度， 因此， 每個原子都實際存在一個很弱的偶極， 這種瞬時 偶極能對相鄰原子產(chǎn)生幾乎相同的影響。因此，偶極效應能夠把所有這些原子聯(lián)系在一起， 使得這些原子稱為瞬時偶極子。這樣產(chǎn)生的偶極子之間的相

9、互吸引作用稱為范德華鍵。2、范德華鍵是化學鍵中最弱的鍵氫鍵 ： 1、極性分子可以通過電荷相反的分子兩極的吸引而形成晶體。氫鍵是帶正電荷的H +與帶負電荷的離子如（如 02 -、N3-）之間的靜電鍵。由于氫只有一個電子，當它以離子鍵方式將這個電子轉(zhuǎn)移至電負性更大的離子時， 氫原子核的剩余質(zhì)子不再受到 “保護”，這 個正離子可以與其他負離子或極性分子 （ 如 H2O） 的負極形成很弱的氫鍵三、電離和電價1、離子所共有的電荷數(shù)稱為電價 ，而從原子結(jié)構(gòu)有關(guān)的能階理論來看，應從電子參與作用的數(shù)目來了解。對變價元素而言，影響電價的因素有：01. 電離從高能階開始02. 軌道雜化對電價的影響03. 氧化還原

10、對電價的影響四、電離能與電子親合能1、電離能的物理意義為：將氣態(tài)原子外層上的一個電子由所在的軌道排斥到無窮遠處所 消耗的能量。2、 元素的第一電離能元素的第一電離能li ：氣態(tài)原子失去一個電子成為氣態(tài)一價陽離子 所需要的能量3、電離能是原子核吸引電子牢固程度的度量4、ln<6, 易于喪失電子成正離子01、 Li 5.39, K 4.34, Cs 3.89, Na 5.145、ln 610, 金屬元素，01、 Au 9.23, Ag 7.58, 常呈自然元素存在。6、ln>10, 傾向于形成陰離子，01 、如 C: 11.256, N: 14.53, O: 13.614, F: 17

11、.498, Cl: 13.01凡 I 相近的原子，化性相似，在地球化學過程中常產(chǎn)生類質(zhì)同象，并共同遷移富集五、電負性電負性及其應用1、物意：原子在分子中吸引價電子的能力。2、確定：1） 穆萊肯定義： X = X A + En2）戈迪計算相對值，以 Li=1.0 的相對數(shù)值來表示3）周期表中元素電負性的變化規(guī)律01、用于確定化合物的鍵性02、用于判斷元素的地球化學親合性：M- O， X>2.1親氧，M - S， X <1.1，親硫03 、元素電負性包含著其在自然反應中表現(xiàn)酸堿度的標度：001、 X>H ，吸引電子，顯酸性002、 X<H ，排斥電子，為堿，XH=2.104

12、、因此據(jù)周期表中各族元素電負性與 H 的電負性相比， 可以劃分元素在化學 反應中的酸堿性特征001.金屬元素的負電性低，非金屬元素負電性高；002.在周期表中負電性從左到右增高003.在周期表中同一族元素的負電性從上到下降低20801 2AX6040O 0100 & 6 41 ft于tf成份100圖2,5電負性差用與鍵的離子性成分K6ScTiV*Cti+Mn1*Fcs*CaNiCur*Zn電負性X妙金屬與硫2.71.71.02*51擊,32.2無親西IE頜向芒1*42.1Id陌向曲 傾向tSJ13K «*1.7LS0.8l.TUB0*B 亍親璉*) j 一l.g1,70*7直

13、向性】5趴5n2 JJ表2.1元索的電金性與親舍性栄系六、離子電位1、 定義：是表征離子電場強度大參數(shù)，n =z/r即電荷與半徑之比2、離子電位可以說明兩各極為重要的地球化學問題01、可以衡量元素的酸堿性以及極化效應001、離子電位值增加，易于引起水極化Mn+ +H2 O= H + M(OH),水解強烈，顯酸性002、離子電位值減小，奪氧的能力弱，易呈自由離子，元素堿性強02、可以表明元素形成絡合物的能力3、離子電位與元素形成絡合物的能力01、通常離子電位值大， 極化能力強，在水中易與氧結(jié)合，可以形成較 堅固的絡陰離子，一般：001、n <2.5，呈堿性，與 H相比，奪氧的能力弱，CaO + H2 O2+ -=Ca + 2OH002、n =2.58，兩性，奪氧的能力與 H相近，F(xiàn)e2 O3 + H2 O = 2Fe (OH)3+ 2003、 n >8 呈酸，SO3 + H2 O = 2H + SO4 -元素的結(jié)合規(guī)律1、元素的親合性這一特殊的地球化學性質(zhì)2、 一方面是由于地殼中所具有的特殊的地球化學環(huán)境所造成的3、另一方面也和元素之間的結(jié)合形