元素規(guī)律和賦存形式

二、查里基類展式周期為基礎(chǔ)類據(jù)和參：01.外電數(shù)02.電層03.原半和離子半徑查瓦茨分01.氫族02.惰性氣族03.造巖元族（巖石主要元素族）04.礦化劑揮發(fā)元素族（巖漿射氣元素族）05.鐵族元06.稀有稀元素族07.放射性素族08.鎢鉬族09.硫化礦成礦元素族10.鉑族元11.半金屬重礦化劑12.重鹵素、優(yōu)點較好地反映了元素在成礦和成巖作用中的意義。、不足01.稀有元作為一個分類范圍不夠準(zhǔn)確，目前對稀有元素的理解和劃分很不一致02.造巖元的性質(zhì)和行為比較籠統(tǒng)03.重鹵素和鎢、鉬族作為單獨一族又嫌太窄04.Cu在然界中既可呈自然金屬產(chǎn)出、又可以與、形化合物，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。）費爾斯曼分類（普通場、硫化物場、酸性場））北大分類（強調(diào)元素的化學(xué)特性））涂先生關(guān)于礦產(chǎn)元素分類（元素的活動性））微量元素地球化學(xué)分類地化中用元分名01.主量元和微量元素02.造巖元03.稀土元04.高溫成元素05.第一過族06.金屬成元素07.陰離子08.放射性素09.地球揮份鍵數(shù)其球?qū)W義、鍵是在晶體中各種原子及離子間相互作用的結(jié)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(xué)中常碰到的鍵參數(shù)有以下幾類：01.半徑/

02.化學(xué)鍵03.電離和價04.電離能電子親合能05.電負(fù)性06.離子電半（子離的徑、半的概念、分、半的計算方法、影半徑的因素、周表中半徑的化規(guī)律01.鑭系和系收縮原或子半：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，其半徑即稱原子離的徑分類：01.絕對半02.有效半有效半徑又包括（原子半徑、共價半徑、離子半徑）絕半：單純根據(jù)原子的內(nèi)部結(jié)，不考慮外界環(huán)境影響而計算出的半徑有半：為原子或離子在晶格中半徑，即到周圍原子或離子的相互影響而表現(xiàn)出來的真正范圍。可通過出的真正范圍?？赏ㄟ^衍實驗測得M+R原半：原子在金屬晶體中的半共半：原子在原子晶體中的半離半離晶體中正負(fù)子中心之間的距離等于正負(fù)離子半徑之和該離等于正負(fù)離子半徑之和，而該距離可以通過衍射實驗測得半的算法）Goldschmit法：用離子間最緊密堆積的幾何原來計算農(nóng)—波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(xué)”教材編審委員會第四次會議推薦善農(nóng)—波維特離子半徑體）Pauling法考慮外層電子吸引力來計算半徑/

0-0-2--影半的素）因：原子（離子）半徑的大小，主要決定于核電荷和外電子層數(shù)）外因：主要受晶體構(gòu)造的不同配位數(shù)、溫度、壓力等的影響周表半的化律）同周期）同）對線）r陰陽）對一元素陽,<R,→R）鑭和錒系收縮鑭和系縮57La71Lu,89Ac半徑分別由→0.86和1.12→有律地縮小，是是由于新增加的電子充填在填在4f和5f電層中，新增加的F電對核的屏蔽常數(shù)，因eq\o\ac(△,Z)eq\o\ac(△,)‘eq\o\ac(△,=)Z--δ，有效核電荷增加，而導(dǎo)致半徑減。鑭系收縮不僅導(dǎo)致了稀土元素半徑相似，鑭系收縮不僅導(dǎo)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）位于其上方的元素(Zr的子半徑差異減小而近乎相等。Zr0.80,NbMoHf0.79,Ta0.73,而表現(xiàn)出相似的地球化學(xué)性質(zhì)地球化學(xué)作用過程中緊密共生如有含的物中都含有，而所含的物中也含有Nb化鍵01.離子鍵02.共價鍵03.金屬鍵04.范德華05.氫鍵離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道，從而使兩者都達(dá)到惰性氣體構(gòu)型，這一過程的結(jié)果就形成了離子鍵。、離鍵的形成實上是金屬原子和非金屬原子之間電子的交換過程、原間通過離子相互結(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(dǎo)性和熱導(dǎo)性都比較差共鍵共鍵成鍵原子間通過共用電子的方式形成的化學(xué)鍵稱為共價鍵共價鍵是化學(xué)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)單元是原子核非價電子軌道構(gòu)成的們間通過圍繞在原子核周圍的價電子云聯(lián)系在一起許電子并不屬于任何一個固定的原子核可自由地移動，電子軌道充滿電子的原子核和負(fù)電子云之間的吸引力使得原子之間聯(lián)系在一起的化學(xué)鍵稱為金鍵具有金屬鍵的金屬具有高導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性等特點。范華：、這化學(xué)鍵涉及那些在結(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些特殊的原子具有非成對的電荷分布于在原子核的一側(cè)/

22-3-的電子密度高于另一側(cè)的電子密度此每個原子都實際存在一個很弱的偶極種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(yīng)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互吸引作用稱為范德華鍵。、范華鍵是化學(xué)中最弱的鍵氫：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是正荷H＋

與負(fù)荷離如如O、N）間靜電。于氫只有一個電子，當(dāng)它以離子鍵方式將這個電子轉(zhuǎn)移至電負(fù)性更大的離子時核的剩余質(zhì)子不再受護(hù)個正離子可以與其他負(fù)離子或極性分(如HO)的負(fù)極形成很弱的氫鍵2三、電和價、離子所共有的電荷數(shù)稱電價而從原子結(jié)構(gòu)有關(guān)的能階理論來看，應(yīng)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.電從能階開始02.軌雜對電價的影響03.氧—原對電價的影響四電能電親能、電離能的物理意義為：將氣態(tài)原外層上的一個電子由所在的軌道排斥到無窮遠(yuǎn)處所消耗的能量。2元素的第一電離能元的第一電離能I：態(tài)原子失去一個電子成為態(tài)一價陽離子1所需要的能量3電離能是原子核吸引電子牢固程度的度4In<6,易喪失電子成正離子、LiK4.34,Cs3.89,5.145In金元素，、Ag常呈自然元素存在。6傾于形成陰離子，、如11.256,N:14.53,O:13.614,F:Cl:凡I相近原，性似在球?qū)W程中產(chǎn)類同，共遷富五電性電負(fù)性及其應(yīng)用、物：原子在分中吸引價電子的能力。、確：）穆肯定義：X=X+EnA）戈計算相對值，以Li=1.0的相對數(shù)值來表示）周表中元素電負(fù)性的變化規(guī)律、用于確定化合物的鍵性、用于判斷元素的地球化學(xué)親合性eq\o\ac(△,，)X>2.1親氧SX，親硫、元素電負(fù)性包含著其在自然反應(yīng)中表現(xiàn)酸堿度的標(biāo)度：、X>H，吸引電子，顯酸性、X<H，排斥電子，為堿X=2.1H因據(jù)周期表中族元素電負(fù)性與的負(fù)性相比可以劃分元在化學(xué)反應(yīng)中的酸堿性特征金屬元素的負(fù)電性低，非金屬元素負(fù)電性高；在周期表中負(fù)電性從左到右增高/

-+2-+2在周期表中同一族元素的負(fù)電性從上到下降低六離電、定義：是表征離子電場強度大參數(shù)即荷與半徑之比、離子電位可以說明兩各極為重要的地球化學(xué)問題、可以衡量元素的酸堿性以及極化效應(yīng)、離子電位值增加，易于引起水極化M

+HH2

+

+M(OH),解強烈，顯酸性、子電位值減小，奪氧的能力弱，易呈自由離子，元素堿性強、可以表明元素形成絡(luò)合物的能力、離子電位與元素形成絡(luò)合物的能力通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(luò)陰離子，一般：、π，呈堿性，與H相，奪氧的能力弱CaO+O=+2OHπ性氧的能力與H相FeHO=232

3003、>8呈酸HO2H32元的合律、元的親合性這特殊的地球化學(xué)性質(zhì)/

、一面是由于地中所具有的特殊的地球化學(xué)環(huán)境所造成的、另方面也和元之間的結(jié)合形式和元素本身的地球化學(xué)性質(zhì)有著密切的