giáo trình cơ sơ hóa tinh thể phần 4 ppsx

Cơ sở hóa học tinh thể NXB Đại học quốc gia Hà Nội 2006. Tr 69 – 140. Từ khoá: Hóa tinh thể, liên kết trong tinh thể, các loại chất, liên kết ion, liên kết tàn dư, liên kết cộng hóa trị. Tài liệu trong Thư viện điện tử ĐH Khoa học Tự nhiên có thể được sử dụng cho mục đích học tập và nghiên cứu cá nhân. Nghiêm cấm mọi hình thức sao chép, in ấn phục vụ các mục đích khác nếu không được sự chấp thuận của nhà xuất bản và tác giả. Mục lục Chương 4 KHÁI NIỆM CƠ BẢN CỦA HOÁ HỌC TINH THỂ 3 4.1 NHỮNG YẾU TỐ XÁC ĐỊNH CẤU TRÚC TINH THỂ 3 4.1.1. Cấu hình điện tử của nguyên tử 3 4.1.2. Bán kính hiệu dụng của nguyên tử và ion 4 4.1.3. Số phối trí, đa diện phối trí và giới hạn bền vững của chúng 6 4.1.4. Tính phân cực của ion 9 4.1.5. Định luật Goldschmidt 11 4.2 CÁC DẠNG LIÊN KẾT TRONG CẤU TRÚC TINH THỂ 12 4.2.1 Liên kết ion 12 4.2.2 Năng lượng mạng của tinh thể ion 16 4.2.3 Liên kết kim loại 18 4.2.4 Liên kết cộng hoá trị 20 4.2.5 Liên kết tàn dư 22 4.3 CÁC LOẠI CẤU TRÚC TINH THỂ TIÊU BIỂU 24 Chương 4. Khái niệm cơ bản của hóa học tinh thể Trịnh Hân Ngụy Tuyết Nhung 4.3.1 Cách thức thể hiện loại cấu trúc 24 4.3.2 Phân loại cấu trúc tinh thể 26 4.4 KHÁI QUÁT VỀ CÁC LOẠI CHẤT KHÁC NHAU 33 4.4.1 Kim loại và hợp kim 33 4.4.2 Một số hợp chất hữu cơ 39 4.4.3 Sulfur và muối sulfur 41 4.4.4 Halogenur 49 4.4.5 Oxit và hydroxit 53 4.4.6 Carbonat, sulfat và phosphat 65 4.4.7 Silicat và alumosilicat 71 3 Chương 4 KHÁI NIỆM CƠ BẢN CỦA HOÁ HỌC TINH THỂ Thành tựu thực nghiệm ngót một thế kỉ qua đã chứng tỏ tính đúng đắn của khái niệm về nhóm không gian. Cho đến nay chưa từng gặp tinh thể nào mà không thuộc một nhóm điểm hay một nhóm không gian nào đó. Chính mạng không gian với nguyên tử góp mặt nơi nút mạng đã sinh ra mạng tinh thể. Chương này sẽ nói tới tập tính của nguyên tử trong mạng. 4.1 NHỮNG YẾU TỐ XÁC ĐỊNH CẤU TRÚC TINH THỂ. ĐỊNH LUẬT GOLDSCHMIDT Khi sắp xếp theo sơ đồ của một loại mạng, nguyên tử mang theo các bản sắc hóa học riêng. Khi là một ion, nó có thể có hóa trị nào đó; tương ứng, nó có một bán kính xác định, vì thường mang dạng cầu. Hơn nữa, nó còn chịu sự chi phối của nhiều yếu tố khác nhau khi nằm trong trật tự của tổ chức mạng. 4.1.1. Cấu hình điện tử của nguyên tử Nhà vật lí học Đan Mạch N. Bohr (1913) đã phát triển những mô hình phổ biến từ trước bằng việc đưa ra những mô hình hệ mặt trời dựa trên hiệu ứng quang điện. Trong mô hình này Bohr giả định rằng điện tử chuyển động quanh hạt nhân trên những “quỹ đạo” (hay mức năng lượng) tròn với bán kính tuỳ thuộc năng lượng điện tử. Hạt nhân nguyên tử gồ m proton và neutron (riêng hydro chỉ có 1 proton duy nhất trong hạt nhân). Điện tử phân bố trên các vỏ (lớp) kí hiệu n, gọi là số lượng tử chính hay là K, L, M, N… Chẳng hạn, n = 1 (K), n = 2 (L), v.v… Mặc dầu vậy, nguyên lí bất định tồn tại trong thế giới vi mô (W.L. Heisenberg, 1927) cho thấy đối với hạt cơ bản như điện tử không thể nói về quỹ đạo đích xác của điện tử khi nó chuyể n động quanh hạt nhân. Năm 1926, E. Shrodinger tập hợp những thành tựu có trước trong mô hình mới của mình và biểu diễn nó thành một phương trình sóng với mô hình lí thuyết xây dựng trên cơ sở cơ học lượng tử. Bản đồ phân bố mật độ tần suất điện tử quanh hạt nhân, tức là đám mây điện tử, có thể xem như bức ảnh một điện tử tập hợp từ hàng triệu lần chụp tại một vị trí xyz trong không gian nguyên tử. Vậy, lí thuyết sóng của Shrodinger miêu tả chuyển động của điện tử thông qua khái niệm tần suất gặp của một điện tử xác định trong một đơn vị thể tích (không gian) nhỏ bé. Để vị trí của điện tử được xác định trong không gian ba chiều cần kể đến các số lượng t ử. Số lượng tử chính n là phương trình của khoảng r từ điện tử tới hạt nhân. Số lượng tử l quy định hình dạng vùng không gian (orbital) thường gặp điện tử. Trạng thái khác nhau của l (0, 1, 2…, n−1) có kí hiệu chữ tương ứng; trong đó thường gặp nhất là các phụ lớp. 0 1 2 3 s p d f Dạng cầu là orbital s, p là dạng quả tạ và định hướng theo trục, còn d là dạng orbital thay đổi. Số lượng tử m hạn chế hướng của điện tử có dạng những số nguyên từ −1 đến +1. Khi l = 0 thì m chỉ có một giá trị m = 0, có nghĩa phụ lớp s chỉ có một orbital. Số lượng tử s quy định hướng xoay của điện tử, bởi vì nó chỉ có thể xoay theo một trong hai h ướng, nên s chỉ có hai giá trị − 1 2 và + 1 2 . Điện tử xoay được xem như thanh nam châm thu nhỏ, nó sinh ra từ trường khi vừa chuyển động trong orbital vừa xoay quanh trục của nó. Thông thường, do điện tử xoay theo hướng trong nguyên tử, nó được biểu thị bằng mũi tên; mỗi orbital có hai điện tử ứng với hai mũi tên trong mỗi ô: hướng lên trên (bên trái) và hướng xuống dưới (bên phải). Chẳng hạn, điện tử duy nhất của orbital 1s của nguyên tử hydro biểu thị bằng một mũi tên hướng lên trên; 1s của nguyên tử hêli có hai điện tử biểu thị bằng mũi tên hướng lên trên và mũi tên xuống dưới. 4.1.2. Bán kính hiệu dụng của nguyên tử và ion Khi nguyên tử thiếu hoặc thừa điện tử thì trở thành ion mang điện tích. Ion tích điện âm (anion) có số dư điện tử, tức là điện tử vượt số cần thiết để trung hoà điện tích hạt nhân. Ion tích điện dương (cation) do không đủ số điện tử cần thiết để trung hoà điện tích hạt nhân. Nguyên tử và ion có cấu tạo khác nhau. Khi tập hợ p lại thành tinh thể, chúng có lực tương tác thay đổi. Sự sắp xếp của chúng trong không gian tinh thể cũng hết sức đa dạng. Vì vậy, các chất với thành phần hoá học khác nhau thường có cấu trúc tinh thể không giống nhau. Một trong những đặc số quan trọng nhất của cấu trúc tinh thể là khoảng cách giữa các nguyên tử hay ion trái dấu kề nhau. Từ đó, mỗi nguyên tử hay ion trong tinh thể luôn có một lực tác dụng đối vớ i mọi nguyên tử hay ion vây quanh. Mỗi hạt có một vòng ảnh hưởng, một cầu tác dụng quanh nó. Bán kính của cầu tác dụng ấy gọi là bán kính (hiệu dụng) của nguyên tử hay ion. Xác định bán kính nguyên tử và ion. Ngay sau khi có những kết quả thực nghiệm về khoảng cách nguyên tử của nhiều cấu trúc tinh thể, những cố gắng đầu tiên được thực hiện nhằm xác định bán kính nguyên tử và ion. Phương pháp phân tích c ấu trúc bằng tia X đã cho nhiều số liệu khoảng cách anion−cation với độ chính xác cao, nhưng không thể cho thông tin về bán kính ion. Chẳng hạn, không thể giải trực tiếp n phương trình với n ẩn số dạng a) và b) dưới đây. Trong khi chỉ cần biết bán kính của một ion, cũng đủ để tìm tất cả các giá trị còn lại. Mới đầu, những giá trị tính được cho bán kính của ion chlor không được công nhận; đó là do không lưu ý s ự phụ thuộc của bán kính vào trạng thái điện tích của nguyên tử (giá trị bán kính hữu hiệu của nguyên tử ghi trong phụ lục 4). Chẳng hạn, bán kính của nguyên tử natri lớn hơn bán kính của ion natri Na + . Năm 1920, giá trị bán kính của một số ion đã được xác định nhờ việc sử dụng các hợp chất với cấu trúc cùng loại NaCl. Trong số này có hai cặp hợp chất với khoảng cách nguyên tử bằng nhau: 5 Mg − S 2,60Å Mn − S 2,59Å a) Mg − Se 2,73Å Mn − Se 2,73Å b) Mặt khác, cần nhớ rằng anion là ion dư điện tử, nên thường có kích thước lớn hơn cation là ion thiếu điện tử. Đối chiếu các giá trị trên có thể thấy khoảng cách ion không đổi trong mỗi cặp hợp chất, dù thành phần cation thay đổi; chứng tỏ đại lượng này hoàn toàn phụ thuộc vào các anion kích thước lớn. Chỉ cần thay các anion selen hay lưu huỳnh bằng anion oxy, sẽ thấy khoảng cách cation − anion tăng lên, nếu magnesi thay b ằng mangan: Mg − O 2,10Å Mn − O 2,24Å Việc khoảng cách nguyên tử bằng nhau hay xấp xỉ bằng nhau trong các cấu trúc sulfur hay selenur của magnesi và mangan cho phép giả định rằng anion trong các hợp chất này giống các quả cầu tiếp xúc nhau. Biết rằng khoảng OA trên hình 4.1 bằng hai lần bán kính của anion, khoảng KA (tính được khi biết tọa độ xyz ion) bằng một nửa cạnh hình vuông, dễ dàng tìm được bán kính ion: (OA) 2 =(OK) 2 +(KA) 2 =2(OK) 2 Từ đó, bán kính của anion lưu huỳnh (2R S ) 2 = 2(2,60) 2 ; tức là 2,60 2 = 1,83Å. Tương tự, bán kính của anion selen bằng 2,73 2 = 1,93Å. Từ những giá trị bán kính anion vừa xác định và khoảng cách nguyên tử trong các cấu trúc của những hợp chất tương ứng có thể lần lượt tính được bán kính cation: Mg − S 2,60Å Mg 2+ 0,77Å Mg − O 2,10Å O 2 − 1,33Å Mn − O 2,24Å Mn 2+ 0,91Å Ca − O 2,38Å Ca 2+ 1,05Å Phụ lục 3 liệt kê giá trị bán kính hữu hiệu của các ion (xếp theo hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học) phổ biến trong thế giới khoáng vật. Xét đặc điểm các nguyên tố và những biến thiên của bán kính ion liên quan với những đặc điểm ấy, có thể khẳng định các quy luật sau: α- Theo chu kì (hàng ngang) của hệ thống tuần hoàn bán kính các ion giảm, trong khi hoá trị của chúng tăng, chẳng hạn: Na + Mg 2+ Al 3+ Si 4+ R A (Å) 0,98 0,74 0,57 0,41 β- Theo nhóm (cột dọc) số hiệu các nguyên tố tăng thì bán kính ion tăng theo, ví dụ: Hình 4.1. Xác định bán kính ion theo phương pháp Lande (1920) Li + Na + K + Rb + Cs + R A (Å) 0,68 0,98 1,33 1,49 1,65 Trong họ lantan (các nguyên tố đất hiếm hoá trị ba) với số thứ tự tăng từ 57 (lantan) đến 71 (luteci) có hiện tượng giảm bán kính ion: La 3+ 1,04Å; Lu 3+ 0,80Å. Hiện tượng này ảnh hưởng tới giá trị bán kính của hàng loạt kim loại khác. Ví dụ, nó làm xuất hiện các đôi nguyên tố có giá trị bán kính ion bằng nhau, mặc dầu chúng thuộc hai chu kì khác nhau: zirconi − hafni, niobi − tantal v.v Hiện tượng giảm bán kính cũng bắt gặp ở nhóm các nguyên tố cuối của hệ thống tuần hoàn bắt đầu từ actini (số hiệu 89). Những đặc điểm mang tính quy luật vừa kể làm xuất hiệ n khả năng: nguyên tử của một số nguyên tố có mặt cùng nhau trong một vị trí tinh thể học của cấu trúc vật rắn. Đây là các nguyên tố phân bố dọc đường chéo từ phía trên bên trái xuống phía dưới bên phải của bảng tuần hoàn (phụ lục 3). Nói cách khác, chúng có thể có thể thay thế đồng hình cho nhau trong từng khoáng vật, khi hội đủ những điều kiện cần thiết, trước hết là do chúng có bán kính ion xấ p xỉ bằng nhau (xem chương 5). γ- Kích thước ion thuộc cùng một nguyên tố hoá học có thể biến đổi tuỳ thuộc điện tích của nó: cation với điện tích lớn hơn thì có bán kính nhỏ hơn và ngược lại, cation điện tích càng nhỏ thường có bán kính càng lớn. Ví dụ: Hóa trị Mn o+ Mn 2+ Mn 3+ Mn 4+ S 2 − S o S 6+ Bán kính, Å 1,29 0,91 0,70 0,52 1,82 1,04 0,29 4.1.3. Số phối trí, đa diện phối trí và giới hạn bền vững của chúng Số phối trí của một nguyên tử trong cấu trúc tinh thể đơn chất là số nguyên tử gần nhất vây quanh nó. Trong tinh thể ion, số phối trí của ion là số ion trái dấu, gần nhất vây quanh nó. Ví dụ: trong cấu trúc tinh thể halit mỗi ion natri có sáu ion chlor gần nhất vây quanh. Ngược lại, mỗi ion chlor nằm giữa sáu ion natri gần nhất. Như vậy, trong khoáng vật này cả hai loại ion đều cùng có số phối trí sáu. Ion với bán kính càng nhỏ thì có số phối trí càng thấp: bán kính ion natri b ằng 0,98Å thì số phối trí của nó trong cấu trúc NaCl bằng sáu; với bán kính 0,79Å, ion kẽm có số phối trí bằng bốn. Cả hai hợp chất đều có công thức thuộc dạng AX, tức là ô mạng của chúng chứa hai loại nguyên tử ở số lượng như nhau. Trong các hợp chất dạng khác, mỗi loại nguyên tử có số phối trí riêng. Chẳng hạn, trong cấu trúc tinh thể fluorit CaF 2 số phối trí cation calci bằng tám, của anion fluor bằng bốn. Đó là hợp chất dạng AX 2 ; còn hợp chất dạng A 2 X, chẳng hạn argentit Ag 2 S có số phối trí bốn của cation bạc, tám của anion lưu huỳnh. Điều kiện cần để cấu trúc bền vững là các quả cầu ion ngược dấu phải tiếp xúc nhau. Nếu cầu anion tiếp xúc nhau, còn cầu cation quá nhỏ sẽ dịch chuyển tự do trong khoảng trống giữa các anion, cấu trúc trở nên kém bền vững (hình 4.2). Trong trường hợp này, điều phải xảy đến là các ion tự phân bố lại, d ẫn đến cấu trúc với số phối trí nhỏ hơn nhưng bền vững. 7 Hình 4.2 Sơ đồ biến đổi từ cấu trúc bền vững với số phối trí cao sang cấu trúc với số phối trí thấp hơn Năm 1922, giới hạn bền vững cho các số phối trí khác nhau đã được xác lập, căn cứ trên tỉ số bán kính giữa cation và anion. Dưới đây, trên ví dụ NaCl sẽ diễn giải phép tính về giới hạn bền vững cho một số phối trí. Trong cấu trúc này, ion natri có số phối trí sáu, nghĩa là sáu anion chlor nằm trên đỉnh của hình bát diện, cation natri nằm tại tâm hình. Hình 4.1 là mặt cắt qua tâm các cation và anion. Nếu gọi R X là bán kính của cation và R A là của anion, thì: 4R X = (2R X + 2R A ) 2 hay là R A : R X = 2 − 1 = 0,41. Giá trị này là giới hạn dưới của độ bền vững thuộc số phối trí sáu. Trong trường hợp anion có bán kính nhỏ hơn so với cation, tỉ lệ R A : R X = 1 : 0,41 = 2,41. Đây là giới hạn trên của số phối trí sáu. Nhưng trong khoảng R A : R X từ 0,41 đến 2,41 cũng có các giới hạn trên 1,37 và dưới 0,73 của số phối trí 8. Tỉ lệ bán kính ion tương ứng các số phối trí và hình phối trí khác nhau như sau. R A : R X Số phối trí Hình phối trí 0 ÷ 0,15 6,45 ÷ ∞ 2 Gánh cân 0,15 ÷ 0,22 4,45 ÷ 6,45 3Tam giác đều 0,22 ÷ 0,41 2,41 ÷ 4,45 4Tứ diện đều 0,41 ÷ 0,73 1,37 ÷ 2,41 6Bát diện đều 0,73 ÷ 1,37 8Lập phương Tuy vậy, R A : R X lớn hơn 1 chỉ hiện thực đối với số phối trí 8, vì cation lớn nhất là Cs + thì bán kính chỉ đạt 1,65Å, còn anion với kích thước nhỏ nhất là F − thì bán kính bằng1,33Å.Trong trường hợp này, R A : R X = 1,24 và loạt giá trị giới hạn trên của R A : R X không tồn tại đối với ion đơn (gồm một nguyên tử). Chúng có thể có ý nghĩa nào đó khi áp dụng cho ion phức như [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ v.v… (xem thêm 4.1.5). Hãy tham khảo các halogenur dưới đây, sẽ thấy những giới hạn hình học ghi ở bảng trên xác thực đến đâu. Hợp chất LiI LiBr LiCl NaI NaBr LiF NaCl KI KBr RbI R A : R X 0,31 0,35 0,38 0,45 0,50 0,51 0,54 0,60 0,68 0,68 Hợp chất KCl NaF (CsI) RbBr RbCl (CsBr) (CsCl) KF RbF CsF R A : R X 0,73 0,74 0,75 0,76 0,82 0,84 0,91 1,00 1,12 1,24 Phần lớn các hợp chất trên đều có cấu trúc loại halit với số phối trí 6, trừ ba hợp chất trong ngoặc có số phối trí 8. Đối với chúng, cả ba đều có R A : R X > 0,73, quy tắc giới hạn hình học đã được khẳng định. Từ chuỗi hợp chất NaF−CsF có thể nhận thấy không nhất thiết chất kết tinh luôn có được phối trí cao nhất, ngay cả khi chúng có R A : R X phù hợp. Đúng ra, đối với mỗi chất các giới hạn dưới và trên có bản chất không như nhau. Một khi giới hạn dưới (0,41 của số phối trí 6) bị vượt qua, cấu trúc sẽ kém bền vững do anion đã tiếp xúc nhau. Nếu R A : R X > 0,73, sự tiếp xúc ion chưa xảy ra cho đến khi R A : R X = 2,41, mà trong khoảng 0,41 ÷ 2,41 còn có các giới hạn bền vững của số phối trí 8. Chắc chắn, chỉ riêng luận giải hình học sẽ không đủ căn cứ cho phối trí mới, khi giá trị R A : R X đạt 0,73. Vấn đề cần được soi xét dưới giác độ nội năng của cấu trúc. Tuy vậy, việc sáu hợp chất ở bảng trên với loại cấu trúc halit đều có R A : R X > 0,73 không chứng tỏ sự thiếu căn cứ của giải pháp hình học trong việc số phối trí phụ thuộc tỉ số bán kính ion. Như trên đã nói, các trường hợp này không giống các đồng cấu trúc khác của NaCl là ba halogenur liti với R A : R X < 0,41. Có thể tìm hiểu các biệt lệ này khi khảo sát hiện tượng phân cực của ion. Đa diện phối trí ٭ của một cation là đa diện nhận (tâm điểm) cation ấy làm tâm và lấy (tâm điểm) các anion vây quanh làm đỉnh. Như vậy, đây là đa diện tưởng tượng, hình thành do nối tâm điểm các anion gần cation trung tâm nhất và vây quanh đó. Trong cấu trúc tinh thể của muối ăn (halit), đa diện phối trí có dạng bát diện đều (hay hình tám mặt). Có thể nói, trong trường hợp này ion natri có phối trí bát diện. Nếu nối tâm điểm của b ốn nguyên tử lưu huỳnh phối trí quanh nguyên tử kẽm trong cấu trúc tinh thể của sulfur kẽm, thì đa diện phối trí có dạng một tứ diện đều (hình bốn mặt). Khối lập phương ứng với số phối trí tám, hình tám mặt lập phương (hình 4.3) ứng với số phối trí mười hai. Cần lưu ý, một số phối trí có thể ứng với những đa diện phối trí khác nhau. C ấu trúc tinh thể của khoáng vật molybdenit MoS 2 chẳng hạn, với số phối trí sáu nguyên tử molybden giống natri trong muối ăn, nó có hình phối trí không phải bát diện, mà lăng trụ ba phương (xem hình 4.12). Khối lập phương dạng Tomson cũng có số phối trí 8 như khối lập phương; hình phối trí này chỉ có một cặp mặt vuông song song. Sốphối trí Đadiện phối trí R A : R X Hình 4.3 Đa diện phối trí và các số phối trí tương ứng ٭ Không thể nhầm lẫn đa diện phối trí với đa diện tinh thể. Hơn nữa, không phải mọi đa diện phối trí đều có đối xứng tương ứng với 32 nhóm điểm. 9 Tư tưởng của Pauling về đa diện phối trí không chỉ có ý nghĩa phương pháp luận: nó được xem như phương tiện phụ trợ trong Roentgen tinh thể học. Lịch sử phát triển tinh thể học đã chứng kiến nhiều đổi thay trong nhận thức về tinh thể. Nếu lúc đầu, tinh thể được mô tả như sự xếp chặt của những “phân tử” dạng đa diện (Haỹy R.Y., 1784), thì v ề sau, nó được xem như hệ thống các phân tử xếp theo trật tự của mạng ba chiều gồm các nút điểm (Bravais A., năm 1866). Bây giờ, tâm điểm “phân tử” đa diện phối trí là nơi của cation; ứng với chúng là các nút điểm toán học thuộc mạng không gian, còn cầu anion thì chia xẻ về những đa diện (phối trí) khác nhau. Điều này giúp mô tả và tái lập cấu trúc tinh thể với sự hỗ trợ của các mô hình đa diện thông thường. 4.1.4. Tính phân cực của ion Khi tham gia thành tạo tinh thể ion thường được xem như có dạng cầu. Nhưng khi nằm trong điện trường của cấu trúc tinh thể, cầu ion có thể sẽ biến dạng. Dưới tác dụng của điện trường ấy, các điện tử của ion, nhất là điện tử vòng ngoài gắn kết yếu, dễ dàng bị cuốn hút về một phía. Hạt nhân của ion mang điện dương thì bị cuốn hút về phía khác. Kết quả, trọng tâm của điện tích dương và của điện tích âm, vốn trùng nhau trong cầu ion, giờ đây tách rời nhau một khoảng nhất định: ion trở nên một lưỡng cực. Hiện tượng này gọi là sự phân cực của ion. Nếu gọi l là khoảng cách giữa hai điện tích e âm và dương của ion, thì el là momen lưỡng cực: đại l ượng biểu thị tính phân cực của ion. Momen lưỡng cực tỉ lệ thuận với hiệu thế của trường điện E: el = α E với α là đại lượng không đổi, thể hiện tính bị phân cực của ion. Tính chất này mạnh hơn ở những nguyên tử với kích thước lớn và với liên kết yếu trong vỏ điện tử. Thông thường, độ bền của liên kết điện tử xác định chủ yếu trong cách gắn kết nguyên tử của hợp chất. Cho nên, nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học sẽ bộc l ộ tính bị phân cực không giống nhau, khi chúng tham gia tạo nên những hợp chất khác nhau. Ví dụ: ion chlor trong NaCl bị phân cực mạnh hơn so với ion này trong HCl. Để hiểu rõ hơn bản chất của hiện tượng, hãy đưa thêm khái niệm về năng lực gây phân cực β của ion này đối với ion khác. Sự phụ thuộc của tính bị phân cực α và năng lực gây phân cực β của ion đối với bán kính ion R i của chúng diễn biến rõ rệt trong dãy nguyên tố kim loại kiềm: Li Na K Rb Cs R i (Å) 0,69 0,98 1,33 1,49 1.65 α 0,06 0,19 0,91 1,90 2,85 β 1,7 1,0 0,6 0,5 0,4 Số liệu đã dẫn cho thấy, tính bị phân cực của ion tỉ lệ thuận với bán kính của nó, còn năng lực gây phân cực thì tỉ lệ nghịch. Cation với bán kính nhỏ và điện tích lớn thường có khả năng gây phân cực mạnh. Bản thân chúng hầu như không bị phân cực. Cation với 18 điện tử ở lớp ngoài như đồng, bạc, vàng, kẽm, cadimi, thuỷ ngân cũng có những đặc tính ấ y. Anion hoá trị thấp có tính bị phân cực mạnh nhất. Đối với ion của nhiều nhóm khác, thống kê dưới đây cũng cho thấy quy luật ấy. Theo chiều dọc từ dưới lên và chiều ngang từ trái sang phải: giá trị bán kính ion và tính bị phân cực giảm, năng lực gây phân cực tăng. Trong phân tử, tác dụng phân cực đơn phương làm hình thành lưỡng cực và co rút khoảng cách giữa các ion. Trong cấu trúc tinh thể cần tính đến tác dụng đồng thời từ các ion phối trí đối xứng; chúng gây phân cực từ nhiều phía lên ion trung tâm. Trong trường hợp này không nhất thiết có lưỡng cực hình thành, nhưng nhất định khoảng cách ion phải co rút và do đó số phối trí thường giảm theo. ⇑ He Li + Be 2+ B 3+ O 2 − F − Ne Na + Mg 2+ Al 3+ S 2 − Cl − Ar K + Ca 2+ Sc 3+ Se 2 − Br − Kr Rb + Sr 2+ Y + Te 2 − I − Xe Cs + Ba 2+ La 3+ ⇒ Nhân đây, hãy nói về sự phụ thuộc của khoảng cách A−X đối với số phối trí. Hiện tượng phân cực luôn có chỗ trong mọi tinh thể ở mức độ khác nhau. Nó xuất hiện mạnh mẽ nhất trong phân tử riêng lẻ, chẳng hạn dạng AX với số phối trí 1. Khi số này tăng thì có thể thấy trước sự tăng theo của khoảng A−X. Trong ví dụ về hai biến thể đ a hình của NH 4 Cl; khoảng cách (NH 4 ) + −Cl − tăng từ 3,27Å lên 3,35Å,vì số phối trí từ 6 tăng thành 8 (cấu trúc từ loại NaCl đổi thành loại CsCl). Cặp hợp chất sau cũng cho thấy sự phụ thuộc ấy. Với cấu trúc loại NaCl, SrO có số phối 6 của Sr, thì khoảng Sr−O bằng 2,57Å. Còn SrZrO 3 với loại cấu trúc perovskit (CaTiO 3 với Ti ở đỉnh ô lập phương, Ca ở tâm, O ở trung điểm của cạnh) có phối trí 12 của Sr, thì khoảng Sr−O bằng 2,89Å. Như vậy, ảnh hưởng co rút khoảng cách của phân cực đối với từng ion còn phụ thuộc vào số phối trí của nó. Điều này gây khó khăn cho việc đánh giá ảnh hưởng này đối với khoảng cách nguyên tử. Bảng sau đây do Goldschmidt khái quát về sự phụ thuộc c ủa khoảng cách ion vào số phối trí có thể là một giải pháp. Số phối trí 6 phổ biến nhất trong số hợp chất ion, cho nên khoảng A−X đối với số phối trí 6 lấy làm 100%; nhưng phần lớn kim loại lại có số phối trí 12, vì thế khoảng A−A đối với số phối trí 12 lấy làm 100%. Đối với tinh thể ion Đối với tinh thể kim loại Số phối trí A−X (Å) Số phối trí A−A (Å) 12 112 12 100 8 103 8 98 6 100 6 96 4 94 4 88 Ion khó bị phân cực thường tạo thành cấu trúc các tinh thể đối xứng cao; trong đó quanh cation/anion là các anion/cation phối trí đều đặn, như vẫn thường thấy trong loại cấu trúc NaCl. Nếu thay ion natri bằng ion bạc gây phân cực mạnh và chlor bằng các halogenur, dễ dàng nhận thấy sự biến thiên khoảng cách Ag−X do bạc gây phân cực đối với halogenur: Hợp chất Ag−X, Å R Ag + R X , Å Khoảng cách co rút, % Loại cấu trúc AgF 2,46 2,46 0 Halit AgCl 2,77 2,94 5,8 Halit AgBr 2,88 3,09 6,8 Halit AgI 2,99 3,33 10,3 Sphalerit [...]... phục một phần Hình 4. 5 Cấu trúc tinh thể amphibol một nghiêng (C2/m) thể hiện bằng đa diện phối trí tứ diện T, bát diện M1, M2, M4 và lập phương biến dạng M4 (theo Papike J.J và nnk, 1969) e) Một hợp chất có thể chứa trong thành phần nhiều cation đa dạng về hóa học, thì mỗi nhóm của chúng có thể gồm những cation giống nhau về mặt tinh thể học Bởi vậy, trong cấu trúc của hợp chất, các vị trí tinh thể học... như 4 Si4 O10 (mica, chlorit), hay ba chiều như trong các dioxit silic tự nhiên hay trong các feldspat 4. 2 CÁC DẠNG LIÊN KẾT TRONG CẤU TRÚC TINH THỂ Tinh thể là những thực thể bền vững do các hạt vật chất tương tác với nhau mà tạo dựng nên Trong tinh thể của các chất khác nhau, lực gắn kết các nguyên tử (phân tử hay ion) với nhau có thể mang bản chất không giống nhau Liên kết trong cấu trúc tinh thể. .. tổng quát AB2X4 Ví dụ: hercynit Fe2+ Al2O4, gahnit ZnAl2O4, galaxit MnAl2O4, chromit Fe2+Cr2O4, v.v… Trong nhóm spinel một số hợp chất có cấu trúc hoán đổi giữa A và B Cùng chiếm vị trí A với cation hóa trị hai có cả 50% cation hóa trị ba Số cation còn lại nằm tại vị trí B Chẳng hạn, magnetit Fe3+(Fe2+Fe3+)O4 và magnesioferrit Fe3+(Mg Fe3+)O4 (xem hình 6.36 và bảng 4. 22) Với công thức hóa học đồng dạng... (hình 4. 27) Loại cấu trúc magnesi Mg hay luật xếp cầu ABABAB là sơ đồ cấu trúc chung cho hàng loạt nguyên tố kim loại như Be, Os, Rh, Sc, Gd, Y, β-Cr, Cd, Ti, Zr, v.v và nhiều hợp kim (xem thêm 4. 4.1) Cơ sở của Hình 4. 18 Cấu trúc tinh thể của calcit nhiều loại cấu trúc tinh thể của các hợp chất Trong đó, khoang tứ diện và khoang bát diện do các nguyên tử kích thước nhỏ và trung bình chiếm một phần. .. trúc khác của nickelin liệt kê trong bảng 4. 4 Loại cấu trúc chuỗi điển hình thuộc về pyroxen và amphibol (hình 4. 24) Trong pyroxen các tứ diện SiO4 kết nối nhau qua đỉnh chung, tạo nhóm chức [Si2O6 ]4 dạng chuỗi dích dắc kéo dài vô hạn dọc trục tinh thể học chính Trong amphibol, nhóm chức [Si4O11]6− 33 là chuỗi kép gồm 2 chuỗi đơn pyroxen (xem các hình 4. 5, 4. 36, 6.10 và 6.11) Các cation hoá trị hai... có thể suy ra từ cấu trúc kim cương (hình 4. 14) ; nằm tại chỗ của carbon là nhóm tứ diện SiO4 (silic nằm tại tâm tứ diện, oxy tại đỉnh, xem 6.11 và hình 4. 16) Nói cách khác, nguyên tử silic xếp theo hai sơ đồ của mạng lập phương tâm mặt (a và c, xem cuối mục 4. 4.1); hai FLP này cách nhau 1 /4 đường chéo khối Nguyên tử oxy nằm ở trung điểm khoảng Si−Si, nhận số phối trí 2 Silic có phối trí tứ diện với 4. .. Hình 4. 12 Cấu trúc tinh thể của khoáng vật molybdenit MoS2 thể hiện bằng lăng trụ–đa diện phối trí của nguyên tử Mo (theo Belov N.V., năm 1 947 ) Đối với nhiều trường hợp đơn giản, để diễn đạt hiệu quả một loại cấu trúc, chỉ cần sử dụng vài ba câu đơn giản (xem 4. 3.2), mà không nhất thiết nhờ đến hình vẽ d) Cách đây không lâu, nhu cầu thể hiện cấu trúc tinh thể trên mặt phẳng làm xuất hiện hình chiếu ô cơ. .. lượng được giải phóng trong một loạt quá trình nối tiếp nhằm hình thành tinh thể: biến nguyên tử tự do thành ion rồi tập hợp chúng thành cấu trúc tinh thể Về nguyên lí kết tinh là quá trình toả nhiệt; các ion tự do vốn có năng lượng dự trữ; khi kết tinh thì năng lượng 17 ấy được giải phóng Chẳng hạn, khi cho khí chlor tác dụng lên kim loại natri để hình thành tinh thể NaCl, năng lượng giải phóng là 97,7kcal/gam... Si4+ và Al3+ Vị trí M1, M2 và M3 dành cho Mg2+, Fe2+, Mn2+, Al3+, Fe3+ và Ti4+ Vị trí M4 có thể do Ca2+ và Na+ chiếm Vị trí A có thể là chỗ của Na+ hay K+ Còn nhóm OH– cùng chung một vị trí với Cl− hay F− Như vậy, 13 ion thuộc nhiều nguyên tố phân bố trong 5 vị trí tinh thể học khác nhau [gồm tứ diện, bát diện, lập phương biến dạng, vị trí A rộng lớn và vị trí OH−] Tình trạng hạn chế về vị trí tinh thể. .. 4. 14 Cấu trúc tinh thể kim cương Bên trái: mô hình ô mạng, bên phải: thể hiện bằng khuyên tròn trên mặt chiếu nằm ngang 4. 3.2 Phân loại cấu trúc tinh thể Cấu trúc tinh thể có thể phân loại theo hợp chất hoá học Đơn chất kim loại và phi kim hợp thành nhóm A Nhóm B bao gồm các hợp chất gồm hai thành phần hoặc phức tạp hơn, cũng có thể chứa nhóm chức Chẳng hạn, cấu trúc của hợp chất dạng AX thuộc nhóm . thể 26 4. 4 KHÁI QUÁT VỀ CÁC LOẠI CHẤT KHÁC NHAU 33 4. 4.1 Kim loại và hợp kim 33 4. 4.2 Một số hợp chất hữu cơ 39 4. 4.3 Sulfur và muối sulfur 41 4. 4 .4 Halogenur 49 4. 4.5 Oxit. TRÚC TINH THỂ TIÊU BIỂU 24 Chương 4. Khái niệm cơ bản của hóa học tinh thể Trịnh Hân Ngụy Tuyết Nhung 4. 3.1 Cách thức thể hiện loại cấu trúc 24 4. 3.2 Phân loại cấu trúc tinh thể. Cơ sở hóa học tinh thể NXB Đại học quốc gia Hà Nội 2006. Tr 69 – 140 . Từ khoá: Hóa tinh thể, liên kết trong tinh thể, các loại chất, liên kết ion, liên kết tàn dư, liên kết cộng hóa