Hóa học vô cơ đào tạo giáo viên

BỌ GIAO DUG VÁ ĐAO TAO
Dự ÁN ĐAO TAO GIAO VIÊN THCS
LO A N N o 171 8 -VIE (SFỊ
TRÀN THỊ ĐÀ - NGUYỂN THẾ NGÔN
PGS.TS TRẨN THỊ đ à - TS NGUYEN THẾ NGÔN
DOÁ HỌC VÔ ctf
TẬP HAI
(Tài bản lần thử hai)
NHÀ XUẤT BẢN ĐẠI HỌC
sư
PHẠM
Mục lục
Mục lục 3
Lời nói đấu 9
Chương 1. ĐAI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 11
Mở đầu 11
§1. Kim loại, phi kim, bán kim, bán dẫn

13
§2. Cấu trúc electron của nguyên tử kim loại

16
§3. Cấu trúc tinh thể phổ biến của kim loại

18
§4'. Cấu trúc tinh thể của hợp chất ion

22
§5. Liên kết kim loại và tính chất vật lí của kim loại 28
§6’. Hợp kim 36
§7. Tính chất hóa học của kim loại 38

§8. Kim loại trong thiên nhiên 44
§9. Sản xuất kim loại 45
Tóm tắt chương 1 48
Bài tập chương 1 49
Chương 2. CÁC NGUYÊN Tố KIM LOẠI KIỂM 51
MỞ đấu 51
§1. Tính chất chung 51
§2. Trạng thái thiên nhiên 53
§3. Điều chế các kim loại kiềm 54
§4. Tính chất lí học 55
§5. Tính chát hoá học

58
§6. ứng dụng của các kim loại kiềm 59
§7. Cation của các kim loại kiềm

60
§8. Các oxit của kim loại kiềm 63
§9. Hiđroxit của các kim loại kiềm 66
§10. Halogenua của các kim loại kiềm 71
§11. Cacbonat của các kim loại kiềm 75
§12. Nìtrat của các kim loại kiềm 78
Tóm tắt chương 2 81
Bài lập chương 2 82
3
Chương 3. CÁC NGUYÊN Tố KIM LOAI KIẾM T HỖ

85
Mở đấu 85
§1. Tính chất chung 86

§2. Trạng thái thiên nhiên 87
§3. Điều chế 89
§4. Tính chất lí học 91
§5. Tính chất hoá học 92
§6. ứng dụng của các kim loại kiềm thổ 95
§7*. Cation của các kim loại kiềm thổ 96
§8. Các oxit của kim loại kiềm thổ

99
§9. Hiđroxit của kim loại kiềm thổ 103
§10. Halogenua của các kim loại kiềm thổ 105
§11. Suntat của các kim loại kiềm thổ

110
§12. Cacbonat của các kim loại kiềm thổ 112
§13. Nước cứng 114
Tóm tắt chương 3 118
Bài tập chương 3 119
Chương 4. CÁC NGUYÊN Tố KIM LOẠI NHÓM IIIA

121
Mở đầu 121
§1. Tinh chất chung 122
§2. Trạng thái thiên nhiên và đổng vị

123
§3. Phương pháp điều chê các kim loại nhóm llla

124
§4. Tính chất lí học 126

§5. Tính chất hóa học 127
§6. ứng dụng của các kim loại nhóm IIIA 129
§7, Oxit của các kim loại nhóm IIIA

130
§8. Hiđroxitcủa các kim loại nhóm IIIA 131
§9, Muối của các kim loại nhóm IIIA

133
§10, Hiđrua và phức hiđrua của các kim loại nhóm IIIA

138
§11'. Các hợp chất của kim loại nhóm IIIA hoá trị thấp 139
Tóm tắt chương 4 141
Bài tập chương 4 142
Chương 5. CÁC NGUYÊN Tố KIM LOẠI NHÓM IVA VÀ NHÓM V A

145
Mỏ đầu 145
§1. Tính chất chung, 146
§2. Trạng thái thiên nhiên, đồng vị và phương pháp điều chẽ'

148
§3, Tính chất lí học 150
§4. Tính chất hóa học 152
§5. ứng dụng của gemani, thiếc, chi và bitmut

153
§6, Oxit của gemani, thiếc, chì và bitmut 155
§7. Hiđroxit của gemani, thiếc, chì và bitmut

156
§8. Halogenua của gemani, thiếc, chì và bitmut

158
§9. Các muối khác 163
§10, Ăcquy chì 166
Tóm tắt chương 5 168
Bài tập chương 5 169
Chương 6. ĐAI CƯƠNG VỂ CÁC NGUYÊN Tố CHUYỂN TIỂP 171
Mỏ đầu 171
§ 1. Sơ lược về phức chất 172
§2. Định nghĩa các nguyên tố chuyển tiếp 192
§3. Cấu tạo nguyên tử và vị trí của các nguyên tố chuyển tiếp
trong bảng tuần hoàn

193
§4. Tính chất đặc trưng của các nguyên tố chuyển tiếp

195
§5. So sánh kim loại chuyển tiếp và kim loại tiêu biểu

208
Tóm tắt chương 6 210
Bài tập chương 6 212
Chương 7. CÁC NGUYÊN Tố NHÓM lỊIB VÀ CÁC NGUYÊN Tố HỌ LANTAN
(CÁC NGUYÊN TỐ ĐẤT HIỂM)

215
Mở đẩu 215

§1. Cấu hình electron và một sô' đặc điểm chung

216
§2. Trạng thái thiên nhiên 218
§3. Các phương pháp điều ché' các kim loại đất hiếm

220
§4. Tính chất vật lí 222
§5. Tính chất hoá học 223
§6. ứng dụng 225
I
5
§7. Hợp chất của các nguyên tố đất hiếm

228
Tóm tắt chương 7 231
Bài tập chương 7 233
Chương 8. CÁC NGUYÊN Tổ NHÓM IVB (HỌ TITAN) 235
Mở đầu 235
§1. Cấu hình electron và một số đăc điểm chung

236
§2. Trạng thái thiên nhiên 237
§3. Điều chế 237
§4,Tính chất vật lí 239
§5. Tính chất hóa học 239
§6. ứng dụng 240
§7. Các hợp chất 241
Tóm tắt chương 8 244
Bài tập chương 8 245

Chương 9. CÁC NGUYÊN Tố NHÓM VB 247
Mở đầu 247
§1. Cấu trúc electron và một số đặc điểm chung

248
§2. Trạng thái thiên nhiên 248
§3. Điều chế 249
§4. Tính chất vật lí 250
§5. Tính chất hóa học 250
§6. ứng dụng 251
§7. Các hợp chất 252
Tóm tắt chương 9

257
Bài tập chương 9 258
Chương 10. CÁC NGUYÊN Tổ NHÓM VIB 259
Mở đầu 259
§1. Cấu trúc electron và một số đặc điểm chung ; 260
§2. Trạng thái thiên nhiên

261
§3. Điều chế 262
§4. Tính chất 262
§5. ứng dụng 264
§6. Các hợp chất 265
Tóm tắt chương 10 276
Bài tập chương 10 277
Chương 11. CÁC NGUYÊN Tố NHÓM VIIB 279
Mở đầu 279
§1. Cấu hình electron và một sô đặc điểm chung 280

§2, Trạng thái thiên nhiên 280
§3. Điều chế 281
§4. Tính chất vật lí 282
§5, Tính chất hóa học

283
§6. ứng dụng 284
§7. Các hợp chất 285
Tóm tắt chương 11

298
Bài tập chương 11 300
Chương 12. CÁC NGUYÊN Tố NHÓM VIIIB (HỌ SẮT VÀ HỌ PLATIN)

301
Mỏ đ ầu ■;

301
§1. Cấu trúc electron và một số đặc điểm chung 302
§2. Trạng thái thiên nhiên 304
§3. Điều chê 305
§4. Tính chất vật lí 308
§5. Tính chất hoá học 311
§6. ửng dụng 313
§7. Các hợp chất 316
§8. Sắt 324
Tóm tắt chương 1 2 338
Bài tập chương 12 340
Chương 13. CÁC NGUYÊN Tố NHÓM IB

341
Mở đầu 341
§1. Cấu trúc electron và một số đâc điểm chung 342
§2. Trạng thái thiên nhiên 342
§3. Điều chế 344
§4. Tính chất vật lí 347
§5. Tính chất Hoá học 348
§6. ứng dụng 349
§7. Các hợp chất 350
Tóm tẳt chương 13

362
Bài tập chương 13 364
Chương 14. CÁC NGUYÊN Tố NHÓM IIB 365
Mở đáu 365
§1. Cấu hình electron và một số đặc điểm chung 366
§2, Trạng thái thiên nhiên 367
§3. Điều chế 367
§4. Tính chất vật lí 369
§5. Tính chất hoá học 370
§6. ứng dụng 372
§7. Các hợp chất 372
§8. Hỗn hống 381
Tóm tắt chương 14 383
Bài tập chương 14 385
Chương 15. ACTINI VÀ CÁC NGUYÊN Tố HỌ ACTINI

387
Mở đầu 387
§1. Cấu trúc electron, vị trí trong bảng tuần hoàn

và một số đặc điểm chung 388
§2. Trạng thái thiên nhiên 388
§3. Điều chế 389
§4, Tính chất vật lí và hoá học 392
§5. ứng dụng 396
§6, Một số hợp chất 396
Tóm tắt chương 15 400
Bài tập chương 15 401
Tài liệu tham khảo 402
Lời not đêu
CuôVi sách Hoá hoc Vô cơ 2 được viết theo chương trình Cao dẳng
Sư phạm, đào tạo giáo viên Trung học cơ sở của Bộ Giáo dục và Dào tạo
ban hành năm 2002.
Nội dung giáo trình đưỢc viết cho ngành Hoá học (chuyên môn 1),
nhưng đồng thời cũng dùng cho ngành thứ 2 (chuyên môn 2) với sự giảm
nhẹ một số tiểu mục ỏ các chương. Do yêu cầu liên thông giữa chương
trình Cao đẳng Sư phạm và chương trình Đại học Sư phạm, nội dung của
học phần 2 nàv tương đương vối nội dung học phần Hoá học Vô cơ 2 (các
nguyên tô" kim loại) trong chương trình Hoá học Vô cơ ở Khoa Hoá học
trường Đại học Sư phạm Hà Nội. Vì vậy cuô’n sách đưỢc dùng làm tài liệu
giáo khoa cho sinh viên ban Hoá học Cao đẳng Sư phạm và có thể dưỢc
dùng cả cho sinh viên khoa Hoá học Đại học Sư phạm và sinh viên các
trường Đại học khác có học tập môn Hoá học Vô cơ. Dồng thời, CLiôn sách
nàv còn là tài liệu tham khảo cho giáo viên Hoá học ở các trường
Phổ thông, cán bộ giảng dạy Hoá học Vô cơ ở các trường Cao dẳng và
Dại học.
Cuôn sách này gom 15 chương. Chương 1 nêu lên nhùng kiòn thưc
đại cương vê kim loại: câ"u trúc electron và cấu trúc tinh thế kim loại, hỢp
kim và hợp chất ion, liên kết kim loại, tính chất lí học và hoá học của kim
loại, sản xuất kim loại. Các chương từ 2 đến 5 trình bàv chi tiêt vổ các

kim loại từ nhóm lA đến VA. C hương 6 trình bày một sô nét đại cương
về những tính châ"t đặc trưng của kim loại chuyển tiếp. Các chương từ
7 đến 15 viết về các kim loại chuyên tiếp chủ yếu theo thứ tự tăng dần sô
electron ở phân lóp d và tập trung chú ý vào các kim loại chuvển tiêp quan
trọng, ơ mỗi chương, các tác giả, một mặt đã chú trọng vận dụng lí thuyêt
về cấu tạo châ’t và về các quá trình Hoá học khi kliảo sát tính chát các hỢỊ)
châ't vô cơ, mặt khác đã dành sự chú ý thích đáng để nêu lên những ứng
dụng phong phú và mới mẻ của các kim loại và hợp chất của chúng. Song
chắc chắn rằng cuôn sách không tránh khỏi còn những chỗ thiếu sót.
Những mục đánh dâ”u * là nội dung kiên thức phần mở rộng (phần
mềm) mà chương trình môn 2 không cần nghiên cứu các mục đó.
Các tác giả xin chân thành cảm ơn các đồng nghiệp đã đóng góp
nhiều ý kiến quý báu cho bản thảo và mong muôn nhận dưỢc những ý kiên
đóng góp của bạn đọc đế cuô"n sách được hoàn thiện hơn.
CÁC TÁC GIẢ
10
Chương 1
ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
Mở đẩu
• Không có một ranh gi('ĩi thật rõ rệt giữa kim loại và phi kim.
Cáu hình electron quyết định tinh chất hóa học và dẫn tới sự phàn
chia kim loại thành kim loại tiêu hiếu và kim loại chuyên tiếp.
Ba kiêu kiến trúc tinh thè lục phương chặt khít, lập phương tăm
mặt và lập phương tâm khôi là phổ biển đối với các kim loại thông
th ường.
Lí thuyết về liên kết kim loại là cơ sở đê hiểu về tính chất vật li của
các kim loại hao gồm cả tinh bán dẫn và siêu dẫn.
Tính chất hóa học đặc trưng của kim loại là tinh khử. Chiều
hướng của nhiều phản ứng của kim loại và ion kim loại trong dung dịch
có thê dự đoán đưỢc dựa vào dãy điện hóa.

Ba giai đoạn trong sản xuất kim loại dựa trên những hiểu biết sâu
sắc về tính chất vật li và hóa học của các kim loại và là tông quát chung
đối với các kim loại thông thường.
• Các p hần trong tâm:
- Câu trúc electron của kim loại.
- Ba kiểu cấu trúc tinh thê phô hiến ở kim loại.
- Thuyết vùng giải thích tinh dẫn điện của kim loại, chất bán dẫn
và chất điện môi.
- Tính chất hỏa học của kim loại.
• Đối với chương trinh môn 2 chỉ nghiên cứu các phần trọng tâm,
không cần nghiên cứu §3 mục 3, §4 và §6.
11
§1. KIM LOẠI, PHI KIM, BÁN KIM, BÁN DẪN
1. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn các nguyên tô
Như đã biết, các nguyên tô hóa học đưỢc phân thành kim loại và phi
kim. Trong 109 nguyên tô" đã biết có tới trên 80% là kim loại. Các phi kim
kế cả 6 khí hiếm (trưỏc đây gọi là khí trơ) chỉ có chưa đầy 20% và nằm ở
góc trên bên phải bảng tuần hoàn các nguyên tô" hóa học (bảng 1.1). Điếm
khác nhau căn bản về mặt hóa học giữa kim loại và phi kim là kim loại có
xu hưống nhường electron hóa trị để đạt cấu hình electron bền vững của
khí hiếm đứng trưốc nó, còn phi kim có xu hvíớng thu thêm electron đê đạt
câu hình electron bền vững của khí hiếm đứng sau nó trong cùng chu kì.
Do tính kim loại và phi kim biến đôi dần dần trong 1 chu kì cũng như
trong 1 phân nhóm, vì thê" không có ranh giới thật rõ rệt giữa kim loại và
phi kim. Tuy nhiên người ta vẫn coi đường tiếp giáp giữa một bên là các
nguyên tô B, Si, As, Te, At với một bên là Be, Al, Ge, Sb, Po (đường nét
đậm trong bảng 1.1) là ranh giối phân chia kim loại và phi kim. Có những
nguyên tô" ơ vùng giáp ranh vừa thể hiện tính chất kim loại, vừa thể hiện
tính châ"t phi kim như Be, B, Si, Ge. As, Sb, Te, nên chúng được gọi là các
hán kim (Trong các giáo trình khác nhau, nguvên tô" Sb có thể dược nghiên

cứu ở phần phi kim hoặc ỏ phần kim loại). Cũng ở vùng giáp ranh giữa
kim loại và phi kim tập trung tâ’t cả 7 nguyên tô'hán dẫn là Sb. B, Si, Ge.
As, Te, Se (xem §1 mục 3). Vì thế cũng có thể coi các nguyên tô" bán dcẫn là
vùng chuyển tiếp giữa kim loại và phi kim.
2. Kim loại và phi kim
Có thể trình bày tính chát của kim loại trong sự so sánh VỚI ])hi kim
như bảng 1.2 dưới đây. Cần lưu ý là có nhiêu trường hỢp không phù hỢp
với những quy luật nêu ở bảng 1.2. Vỉ' dụ, thuỷ ngân kim loại là chất lỏng
(nhiệt độ nóng chảy là 38,87”C), các kim loại kiềm có nhiệt độ nóng chảy
không cao và mềm đên mức cắt được bằng dao, kéo. Trong khi đó kim
cương (một dạng thù hình của cacbon) thì nóng chảy ở gần 3700“('' và là
một trong những châ"t cứng nhâ"t. Than chì dẫn điện được, iot cũng dẫn
điện nhưng rất kém.
12
— 3 ¿ ^
r - - ¡ í? :
«
- h
r^'
o : ¿ c '
r - > ^ :
>c
s 5 -•
Ë
r^'
^ eC
h- Ỉ?
sO
3
S:

$ £ ■ 5,
3
S eC
t^
*z
*r.
¿
rC
1^.
i a%
3
r^
ị.
3
?
r - V .
sr cc «?T
f i
3 3 V
3
SỖV
«Ẳ
r f. 3
>c liJ ? '
3
s , ^ C
¿
ĩiỊ
3
- - ầ

'' <> Z 5=r
r^’
J
Sî>
>-
3
pSi^^V
5 1^
3“ > ■'*
i?. — *
3
r?iV
oc ,v <
■Ã. w «
Ỹ^ ß>
c
=^1
13
Béng 1.2. So sánh tính chất của kim loại và phi kim
K im lo ạ i
P h i k im
Đ ặ c d iê m c ủ a n g u y ê n tử
- Năng lương ion hóa thấp
- Năng lượng ion hóa cao
- Ái lưc với electron thấp
- Ái lực với electron cao
- Độ ảm điên thấp
- Độ âm điện cao
- Bán kính nguyên tử tương đối lớn
- Bán kính nguyên tử tương đối nhỏ

T in h c h ấ t l i h ọ c
- Thường là chất rắn; nhiệt độ nóng chảy,
- Thường là chất khí, chất rắn, nhiệt
nhiệt độ sôi cao
độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp
- Có ánh kim, phản xa ánh sáng vòi
- Không có ánh kim, phản xạ ánh sáng ít
nhiều bước sóng khác nhau
- Khôi lượng riêng lớn
- Khối lượng riêng nhỏ
- Thường cứng
- Thường mềm
- Dẻo, dễ dát mỏng, dễ kéo sợi, "khòe"
- Giòn, "yêu"
- Dần điện, dẫn nhiệt tốt
- Thường cách điện
T ín h c h ấ t h ó a h ọ c
- Hợp chất với hiđro (hiđrua) không phải
- Hợp chất với hìđro (hiđrua) là đặc trưng
là đặc trưng
- Oxit và hiđroxit có tinh bazơ
- Oxit và hiđroxit có tinh axit
- Halogenua thường là hợp chất ion
- Halogenua thường là hợp chất cộng
hóa trị
- Tạo thành cation đơn, cation và ar.ion
- Tạo thành anion đơn, rất ít tạo thành
phức
cation
14

3. Các nguyên tố bán dẫn
Bảy nguyên tô" bán dẫn là Sb, B, Si, Ge, As, Te, Se nằm ỏ ranh giới
giữa kim loại và phi kim trong bảng tuần hoàn các nguyên tô (xem bảng
1.1). Vẻ bề ngoài các nguyên tố này giống vói các kim loại. Chúng phản
xạ bức xạ khả kiên và hồng ngoại kém hơn nhiều so với các kim loại nên
chúng là những chất màu xám có ánh kim. Các nguyên tô’ bán dẫn dẫn
điện kém hơn nhiều so với các kim loại. Tính dẫn diện của chúng tăng
lên trong những điểu kiện nhát định (chẳng hạn khi tăng nhiệt dộ).
nhưng vẫn tháp hơn tính dẫn điện của kim loại. Chính tính dẫn điện dặc
biệt làm cho chúng có tên gọi là các nguyên tô’ bán dẫn. Sự khác nhau vê
tính chất điện và quang giữa kim loại và các nguyên tô’ bán dẫn là do sự
khác nhau vê liên kết trong chúng (xem §õ mục 3). ơ các nguvên tô bán
dẫn, các electron kém “linh động” hơn so với ở các kim loại, về mặt tính
chất hóa học thì các nguyên tô’ bán dẫn có đặc tính của các phi kim. Vi dụ
hỢp chất 2 nguyên tô của chúng vỏi halogen và với hiđro là cộng hóa trị.
Độ lớn của năng lượng ion hóa thứ nhất và ái lực với electron của các
nguvên tô bán dẫn là trung gian giữa kim loại và phi kim.
§2. CẤU TRÚC ELECTRO N CỦA NGUYÊN TỬ KIM LOẠI
Các kim loại có thể thuộc các nguyên tố tiêu hiếu hoặc các nguyên tô'
chuyển tiếp (báng 11), Các kim loọi tiêu biểu (không chuyển tiếp) nằin ơ
các nhóm A (phân nhóm chính), còn các kún loại chuyển tiếp nằm ở Crác
nhóm B (phân nhóm phụ) của bảng tuần hoàn, ơ bảng 1.1 có dưa ra cấu
hình electron các phân lớp ngoài của tâ’t cả các kim loại.
Trong các kim loại tiêu biểu trước hôt phải kổ đến các kim loại kiềm
và kiềm thổ. Lớp electron ngoài cùng của các kim loại nàv chứa 1 hoặc 2
electron, tương ứng vói câu hình ns' hoặc ns", ví dụ Li (2s‘), Mg (3s'). Tiêp
đên là các kim loại thuộc nhóm IIIA. Chúng có câu hình electron là ns" 11])'
nghĩa là lớp ngoài cùng có 3 electron. Ví dụ AI (3s' 3p’). Chỉ có một sô’ ít
kim loại mà lóp ngoài cùng chứa nhiều hơn 3 electron, đó là Sn (5s' 5p"),
15

Pb (6s' 6j)') và Bi (6s’ 6p *). Như vậy ở các kim loại tiêu biểu, electron cHÔi
cùng diên vào phản lớp s hoặc phân lớp p của lớp electron ngoài cùng và
các electron ở lớp ngoài cùng này đóng vai trò là các electron hóa trị.
ở các kim loại chuyển tiếp, electron cuô’i cùng điền vào phân lốp
(n - l)d hoặc (n - 2)f, như vậy các nguyên tố" nàv có 2 hoặc 3 1Ớ]1 electron
bên ngoài chưa đầv đủ.
Các kim loại chuyến tiếp họ d đưỢc xếp thành 4 dãy:
- Dãy kim loại chuvển tiếp họ d thứ nhất gồm từ .,,Sc đến ioZn. ơ dãy
này electron điển vào mức 3d.
- Dãy kim loại chu3'ển tiếp họ d thứ hai gồm từ Ị,,Y đến ifiCd. ơ dãy
này electron điền vào mức 4d.
- Dãy kim loại chuyển tiếp họ d thứ ba gồm từ 57La đến soHg. 0 dãy
này electron điền vào mức õd.
- Dãy kim loại chuvển tiếp họ d thứ tư chưa dầy đủ, mới chỉ có các
nguyên tố s<,Ac, ,0)Ku. lojNs, ,o«Sg, lo^Bh, lofiHs, ,o„Mt. ở các nguyên
tô" này, electron điền vào mức 6d. Mới dâv theo lUPAC, nguyên Lố
m^Ku dổi thành lüiRf (Rutherfordium), io ,Ns dôi thtành
(Dubinum).
Có 2 dãy kim loại chuyển tiếp họ f là:
Các nguvên tố họ lantan. từ 5„Ce đến 7iLu. ở đó electron điển vào mức
4f (bảng 1.1). Chúng không tương ứng vói dãy nguyên tô" nào thuộc các chu
kì trên. Trước kia chúng dưỢc xếp vào cùng 1 ô với nguvên tô lantan, vì thê
có tên là họ lantan. Các nguyên tô’ họ actini bao gồm 14 nguyên tô từ ¡,oTh
đến lotL*" ơ đó electron điền vào mức 5f. sở dĩ các nguvên tô' nàv đươc goi là
họ actini là do trước kia chúng được xêp vào cùng 1 ô với actini trong báng
tuần hoàn.
Lớp ngoài cùng của các nguvên tô" họ lantan và các nguyên tô họ
actini đều có 2 electron s, trong một sô trường hỢp lớp sát ngoài cùng có
chứa 1 electron d, phân lốp (n - 2)f có từ 2 ^ 14 electron, các phán lốp
electron bên trong phân lóp (n - 2)f đã được điển đầv đủ và các electron dó

không có khả năng tham gia vào liên kết. Vì cấu hình electron của các
nguyên tô" họ lantan cũng như của các nguyên tô" họ actini đều khác nhau
rất ít nên tính chất hóa học của các nguyên tô' trong từng dãy dó khá giông
16
nhau. Tất cả các nguyên tô họ actini đều là các nguyên tố phóng xạ và chỉ
có 3 nguyên tô đầu là thori (Th), protactini (Pa) và urani (U) là tồn tại
trong tự nhiên; các nguyên tô" còn lại đều đưỢc tổng hỢp nhân tạo từ sau
năm 1940.
§3. CÂU TRÚC TINH THỂ PHổ BIẾN CỦA KIM LOẠI
1. Ba kiểu cấu trúc tinh thể của kim loại
Các kim loại nguyên châ"t đểu là chất rắn tinh thể. Đa sô" kim loại có
khô"i lượng riêng lớn chứng tỏ ở mạng tinh thể của chúng, các nguyên tử
kim loại đưỢc sắp xếp một cách chặt khít, tức là các khoảng trông còn lại
là nhỏ nhất. Nếu coi nguyên tử kim loại như những quả cầu rắn có bán
kính như nhau, thì đế xếp các quả cầu thành lớp trên một mặt phang sao
cho khoảng trống còn lại là nhỏ nhất chỉ có một cách xếp là xếp sao cho
mỗi quả cầu đều đưỢc tiếp xúc với 6 quả cầu khác bao quanh chúng (các
quả cầu A, nét liền trên hình 1.1.a). Cách xếp này có thể tiếp tục vô hạn
tạo thành một lớp.
Hình 1.1. Xếp cầu chật khít: a) Hình chiếu đứng; b) Kiểu ABAB; c) Kiểu ABCABC.
Tinh thể kim loại có thể được tạo nên bằng cách chồng các lớp cầu đó
lên nhau. Để cho sự sắp xếp là chặt khít thì mỗi quả cầu của lớp thứ hai
(kí hiệu là lớp B) phải nằm vào chỗ lõm tạo ra bởi 3 quả cầu của lóp thứ
17
nhất (kí hiệu là lớp A). Các quả cầu lớp B đưỢc vẽ bằng đường tròn nét đứt
trên hình 1.1.a và cứ hai chỗ lõm thì sử dụng một chỗ.
Có 2 cách đặt lớp cầu thứ ba lên lớp thứ hai đảm bảo được sự sắp xếp
chật khít theo cả ba chiều.
ở cách thứ nhất, mỗi quả cầu của lớp thứ ba nằm đúng phía trên
một quả cầu của lốp thứ nhất (tức là hình chiếu đứng của các quả cầu

của lóp thứ ba và lớp thứ nhất hoàn toàn trùng nhau). Nói cách khác, lớp
thứ ba đã lặp lại lốp thứ nhất. Cách xếp đặt các lớp như vậy đưỢc kí hiệu
là ABAB (hình 1.1.b) và tạo thành cấu trúc gọi là lục phương chặt khít.
Cấu trúc này được mô phỏng như ở hình 1.2.a, ở đó các quả cầu đã đưỢc
thu nhỏ lại.
ơ cách thứ hai, các quả cầu của lớp thứ ba không nằm đúng phía
trên của các quả cầu của lốp thứ nhâ't, củng như lớp thứ hai. Hình chiếu
đứng của tâm các quả cầu lớp thứ ba rơi vào khoảng trông tạo bởi 3 quả
cầu của lớp thứ nhất (đó là các điểm c trên hình 1.1.a). Như vậy lớp thứ
ba không lặp lại lóp thứ nhất nên ta kí hiệu là lớp c. Cách xếp đặt các lớp
như vậy đưỢc kí hiệu là ABCABC (hình 1.1.c) và tạo thành một kiểu câ\i
trúc gọi là lập phương chặt khít (thường vẫn gọi là lập phương tâm mặt)
như mô phỏng ở hình 1.2.b. Chú ý là các lớp cầu ở hình 1.2.b nghiêng 45"
so vói trục thẳng đứng và vuông góc với đường chéo AA của khôi lập
phương. Hai quả cầu ở hai đỉnh A, A đối diện của lập phương thì một
thuộc lóp thứ nhất, một thuộc lớp thứ tư. Sáu quả cầu ở mặt B là thuộc lớp
thứ hai, còn 6 quả cầu thuộc mặt phẳng c là thuộc lóp thứ ba.
b)
Hình 1.2. Mô phỏng cấu trúc lục phương chạt khít (a) và cấu trúc lập phương tâm mặt (b).
18
Trong cả hai cấu trúc này, mỗi quả cầu tiếp xúc vói 6 quả cầu khác
trong cùng một lớp, lại tiếp xúc vói 3 quả cầu ở lớp trên và 3 quả cầu ở lổp
dưới tức là mỗi quả cầu đưỢc vây bọc bởi 12 quả cầu gần nhất và cách đểu
12 quả cầu đó. Người ta nói nó có số phôi trí tinh thể là 12.
Sô phối trí tinh thề (nói gọn là số phôi trí) của một nguyên tử (hay
ion) trong cấu trúc tinh thể là sô" nguyên tử (hay ion trái dâ"u) gần nhất
vây quanh nó. Nếu nốì tâm các nguyên tử (hoặc ion) vây quanh nguyên tử
(ion) đã cho ta sẽ nhận được một đa diện gọi là hình phối tri của nguyên tử
(ion) đó.
Đối với cấu trúc lục phương chặt khít, ta có hình phối trí như mô tả ở

hình 1.3.a, đôi vói cấu trúc lập phương chặt khít (lập phương tâm mặt) thì
hình phối trí là hình 1.3.b.
Hình 1.3. Hình phối trí của cấu trúc lục phương chăt khít (a), của lập phương tâm măt (b)
và của lập phương tàm khối (c).
Theo tính toán ở cả 2 câ"u trúc lục phương chặt khít và lập phương
chặt khít, phần không gian bị chiếm bởi các quả cầu là 74%, phần không bị
chiếm là 26%.
Có một kiểu sắp xếp kém chặt khít hơn là kiểu lập phương tàm khối
(hình 1.3.c). ở câu trúc lập phương tâm khôi, quả cầu ở tâm lập phương
tiếp xúc vối 4 quả cầu ở lớp trên và 4 quả cầu ở lớp dưới. Như vậy sô" phôi
trí trong trường hỢp này là 8. Phần thể tích bị chiếm bởi các quả cầu là
68%, phần trông là 32%.
2. Câu trúc tinh thể của các kim loại thông thường
Người ta nhận thây rằng gần 2/3 tổng sô" kim loại có câu trúc tinh
thể kiểu sắp xếp chặt khít. Ví dụ thuộc cấu trúc lục phương chặt khít có
19
Be, Mg, Zn, Tl, Ti ; thuộc cấu trúc lập phương chặt khít (lập phương
tâm mặt) có Cu, Ag, Au, Pb, Ni, Pd, Pt Sô’còn lại có thể có cấu trúc lậỊ)
phương tâm khô’i như Li, Na, K, Rb, Cs hoặc câ’u trúc hỗn hỢp. Cũng có
những kim loại tùy theo điều kiện kết tinh mà tồn tại ở cấu trúc này hay
cấu trúc khác. Ví dụ, canxi có thê kết tinh theo kiểu mạng lập Ị)hương
tâm khôi hoặc lập phương tâm mặt. Coban có thế kết tinh theo kiểu
mạng lập phương tâm mặt hoặc câu trúc lục phương chặt khít. Câu trúc
tinh thế của các kim loại thông thường được chỉ ra ờ bảng 1.3.
3‘. Mối liên hệ giữa cấu trúc tinh thể và cấu hình electron của kim loại
Ta biết rằng liên kết trong kim loại được đảm bảo bằng các electron
tự do (khí electron) mà các nguyên tử kim loại đã đóng góp vào mạng
tinh thể. Engel và Brewer đã đưa ra một quy tắc cho thây môi liên hộ
giữa câ’u trúc tinh thể của kim loại và hỢp kim với câu hình electron của
chúng như sau:

Câ’u trúc tinh thế của kim loại (hoặc hỢp kim) phụ thuộc vào sô
electron s và p không cặp đôi trung bình trên một nguyên tử kim loại ở
trạng thái "đã sẵn sàng tham gia liên kết" (tức là ở trạng thái kích
thích). Chẳng hạn magie ở trạng thái cơ bản có câu hình electron là 3s"
(2 electron cặp đôi), để sẵn sàng tham gia liên kết nó đưỢc chuyển lên
trạng thái kích thích vối câ’u hình 3s‘ 3p' (2 electron không cặp dôi). Theo
quy tắc của Engel và Brewer, khi sô’ electron s và p "sẵn sàng liên kết"
trên một nguyên tử nhỏ hơn 1,5 thì sẽ hình thành cấu trúc lậ]) phương
tâm khô’i, khi sô’ đó nằm giữa 1,7 và 2,1 thì sẽ hình thành câu trúc lục
phương chặt khít, khi sô’ đó nằm giữa 2,5 và 3,2 sẽ có câu trúc lập
phương tâm mặt, còn klii sô’ dó gần tứi 4,0 thì cấu trúc giông với cấu trúc
kim cương sẽ được hình thành.
Như dự đoán theo quy tắc trên, ở bảng 1.3 các kim loại kiêm dêu có
câu trúc lập phương tâm khô’i. Hai kim loại kiềm thô đầu tiên là Be và Mg
có cấu trúc lục phương chặt khít theo đúng quy tắc. Nhưng Ca, Sr, Ba lại
có cả câu trúc lập phương tâm khô’i. Điều này được giải thích theo một quy
luật chung là khi sô’ thứ tự tăng lên thì các obitan d càng có ý nghĩa quan
trọng. Cụ thể ở trường hỢp này trạng thái kích thích (n - l)d ns có lợi về
mặt năng lượng hơn là trạng thái ns np. Đáng tiếc là không có một cách
giải thích đơn giản nào cho câ’u trúc lập phương tâm mặt ở canxi và
20
stronti. Câ'u trúc lập phương tâm khôi và lục phương chặt khít có ở Sc, Y,
La (ngược vỏi cấu trúc lập phương tâm mặt, theo như quy tắc, ở Al) cũng
clược giải thích bởi sự tham gia của obitan d như đôl vối trường hỢp của
Ca. Sr, Ba đã nêu.
Bảng 1.3. Câu trúc tinh thể của các kim loại thông thường
Li
Iptk
Be
Ipck

Na
Iptk
Mg
Ipck
AI
Iptm
K
Iptk
Ca
Iptk
Iptm
Sc
Iptk
Ipck
Ti
Iptk
Ipck
V
Iptk
Cr
Iptk
Mn
Iptk
Iptm
Fe
Iptk
Iptm
Co
Iptm
Ipck

Ni
Iptm
Cu
Iptm
Zn
Ipck
Rb
Iptk
Sr
Iptk
Ipck
Iptm
Y
Iptk
Ipck
Zr
Iptk
Ipck
Nb
Iptk
Mo
Iptk
Tc
Ipck
Ru
Ipck
Rh
Iptm
Pd
Iptm

Ag
Iptm
Cd
Ipck
Cs
Iptk
Ba
Iptk
La
Iptk
Iptm
Ipck
Hf
Iptk
Ipck
Ta
Iptk
w
Iptk
Re
Ipck
Os
Ipck
Ir
Iptm
Pt
Iptm
Au
Iptm
Iptk: lập phương tâm khối; Ipck: lục phương chạt khít; Iptm: lập phương tâm mặt

ự . CẤU TRÚC TINH THỂ CỦA HỢP CH ẤT lON
1. Hốc tứ diện và hốc bát diện
0 mục 1.3. chúng ta đã thấy rằng ở các cấu trúc lục phương chặt khít
và lập phương chặt khít, các quả cầu dù đã được sắp xếp chặt khít nhất
cũng chỉ chiếm gần 3/4 không gian. Giữa các quả cầu còn có các khoảng
trông gọi là các hốic.
Có 2 loại hô’c hình dạng khác nhau. Hô'c tứ diện (kí hiệu là T) là
khoảng trông nằm giữa 4 quả cầu tiếp xtác với nhau mà tâm của chúng
nằm ở 4 đỉnh của hình tứ diện đểu (hình 1.4.a). Tâm của tứ diện này là
điểm chính giữa của hốc T (hình 1.4.b).
Hô'c bát diện (kí hiệu là 0) là khoảng trống tạo bởi 6 quả cầu tiếp
xúc với nhau mà tâm của chúng nằm ở 6 đỉnh của hình bát diện đểu (hình
1.4.c). Tâm của bát diện đểu này cũng là điểm chính giữa của hốc 0
(hình 1.4.d).
21
a)
b)
c)
d)
Hinh 1.4. a, b) Hoc tứ diện; c, d) HỐC bát diện
Các hốc bát diện có thể tích lốn hơn hốc tứ diện. Tính toán cho thấy
nếu coi bán kính của các quả cầu bằng 1 thì hốc tứ diện có thế chứa đưỢc
1 quả cầu khác vối bán kính là 0 ,22 . Còn hôh bát diện thì chứa được quả
cầu có bán kính là 0,41. Kiểu xếp cầu ABAB tạo ra cấu trúc Ipck và kiểu
ABCABC tạo ra cấu trúc Iptm đểu cho cùng một số lượng hốc: ứng với n
quả cầu thì có n hốc bát diện và 2n hốc tứ diện. Điểm khác nhau là ở vị
trí tương đôi của hốíc tứ diện và hốc bát diện. 0 cấu trúc lập phương tâm
mặt, dọc theo hưóng phân lớp (hưổng vuông góc vói các mặt phang chứa
các lớp cầu) cứ mỗi hôh bát diện có 2 hôh tứ diện. Còn ở câ\i trúc lục
phương chặt khít thì dọc theo hướng phân lốp là những dãy hô'c cùng loại

và cứ mỗi dãy hốíc bát diện lại có 2 dãy hốíc tứ diện.
2. Cấu trúc tinh thể ion
ơ các tinh thể ion, các anion và cation thường có kích thước khác
nhau. Vì thê sự sắp xếp chúng không đơn giản như trong tinh thể kim loại.
Có một số yêu cầu cơ bản cần chú trọng trong tinh thể ion là:
22
a) Toàn bộ tinh thể là trung hòa về điện. Điều đó có nghĩa là tỉ số
giữa cation và anion được giữ nguyên như trong công thức, ví dụ ở NaCl tỉ
sô’ đó là 1 : 1, ở CaFa tỉ sô’ đó là 1 : 2.
h) Anion và cation cần ở /ấc gần nhau, tô’t nhâ’t là tiếp xúc đê cho độ
bền vững là cực đại.
c) Mỗi anion càng CC nhiều cation vây quanh (ỏ mức độ có thể) thì
càng đảm bảo lực hút cực đại.
d) Các ion cùng dâ’u cần phải ở tương đô’i xa nhau. ĐỈều này mâu thuẫn
vófi yêu cầu nêu ở điểm c) nên thực tế cần phải dung hòa giữa chúng.
Anion thường có kích thưốc lớn hơn cation nên trong tinh thể, người
ta coi anion như những quả cầu xếp khít nhau. Các cation kích thích
thường bé hơn thì nằm ở trong các hốc. Trong từng trường hỢp cụ thể các
cation có thể chiếm các loại hốc theo những phương thức riêng.
Ví dụ trong câu trúc tinh thể natri clorua, các anion CT xếp theo
kiểu lập phương tâm mặt, các cation Na* bé nhỏ chiếrri hết sô’hô’c hát diện
(hình l.õ.a). Cũng có thể nói rằng các cation Na* được sắp xếp theo kiểu
lập phương tám mặt, còn các anion CT thì chiếm các khoảng trông giữa
các cation Na*. Nói cách khác, mạng tinh thể NaCl là gồm 2 mạng lập
phương tâm mặt, một của Na*, một của Cl' lồng vào nhau như ở hình
1.5.b. ơ mạng đó, mỗi ion Na* được bao quanh bởi 6 anion Ch và mỗi ion
Ch cũng được váy bọc bởi 6 ion Na*. Ta nói sô’ phô’i trí của Na* và Ch đểu
hằng 6. ớ NiAs các ion Ni^* cũng chiếm hết các hô’c bát diện của kiểu xếp
cầu lục phương do các ion As^ tao nên (hình l.õ.c).
O N a *; ( ^ C | - b) o Na': o C|-

c) o Na^'; Q As^
Hình 1.5. a) cr xếp theo kiểu lặp phương tâm măt, Na' chiếm các hốc;
b) Cấu trúc mạng NaCI; c) cấu trúc mạng NiAs.
23
Lại có những trưòng hỢp cation chiếm các hốc tứ diện. Vi dụ, kẽm
sunfua (ZnS) có 2 dạng đa hình là sfalerit và vuazit. ơ sfalerit các lon
sunfua (S^') sắp xếp theo kiểu lập phương, còn các ion kẽm thì chiêm một
nửa sô” hốc tứ diện (hình 1.6.a). ơ vuazit các ion sunfua sắp xếp theo kiểu
lục phương, còn các ion kẽm cũng chiếm 1/2 sô’ hô’c tứ diện (hình 1.6.b).
Trên đây đã xét cấu trúc hỢp chất ion kiểu MX (M là cation kim loại, X là
anion đơn nguyên tử). Chúng ta xét tiếp cấu trúc tinh thể các hỢp chất loại
MX2 mà X lớn hơn cation M. Có thể lâ’y một kiểu xếp cầu của các anion
làm nền tảng, số cation (bằng 1/2 số anion) có thể chiếm 1/2 sô’ hô’c bát
diện theo nhiều phương thức khác nhau. Chẳng hạn ở Cdcụ, cứ 1 lớp hô’c
bát diện chứa các cation Cd^^ lại có 1 lớp hô’c bát diện trông không, ơ rutin
có 1 dạng cấu trúc của TÌO2, các ion titan chiếm 1/2 hốc bát diện do các
anion oxi xếp theo kiểu lục phương tạo nên (hình 1.6.c).
(a) OZn; O s
(b) OZn; Ö S
(d) OCa; Ö F
Hình 1.6. Cấu trúc các mạng tinh thể:
a) Sphalerit (ZnS lập phương), b) Vuazit (ZnS lục phương),
c) Rutin (TÌO2), d) Floht (CaFj).
24
ơ CaF^vai trò của cation và anion lại ngược vối các câ’u trúc trên.
Các ion Ca'* đưỢc COI như sắp xếp theo kiểu lập phương tâm m<ặt, còn các
lon florua (F') thì chiếm các hô"c tứ diện (ta đã biê’t rằng sô hô"c tứ diện gấp
2 lần số quá cầu), ơ cấu trúc nàv, ion canxi có sô’ phổi trí 8, còn ion ílorua
dược bao quanh bởi 4 ion canxi ở 4 đỉnh của một hình tứ diện (hình l.G.d).
Các hỢp chất công thức MọX (Li,0, NaaO ) có thể có câ’u trúc trong

đó các anion xếp theo một trong hai kiểu xêp cầu chặt khít, còn các cation
thì lấp đầy tất cả các hô’c tứ diện. Cũng có thể nói canxi florua thuộc cách
sắp xếp này nếu coi F đóng vai trò M, còn Ca đóng vai trò X tức là ta có
F.,Ca = M.,x (như ghi ở bảng 1.4).
Các cation trong các hỢp chất M9X3 có thể chiếm 2/3 sô’ hô’c bát diện
do các anion tạo nên. Ví dụ AI trong AI2O3 xếp theo kiểu sau: các nguyên
tử xếp theo kiểu lục phương, còn các nguyên tử nhôm chiêm 2/3 sô hô’c
bát diện.
Có thể tóm tắt các cấu trúc thông thường của các hỢp chất ion với các
thành phần khác nhau trong bảng 1.4.
Bảng 1.4. Một sò kiểu cấu trúc của các hợp chất ion
C ông
th ức
C ách th ức sá p x é p của X
% s ó h ố c
ch iế m b ớ i M
Sô p h ố i tr í
L ụ c p hư ơ ng
c hặ t k h ít
Lậ p ph ươ ng
tàm m ặt
H ốc
tứ diệ n
H ốc
b á t d iện
của
M
củ a
X
M ,x

H a ,0
Ĩ ị Cb (tlorit)
100 0 4 8
M jX j
ZnjP2
03M02
75 0
4
6
MX
NiAs NaCI
0 100 6 6
ZnS
(vuazit)
ZnS
(sphalerit)
50 0
4 4
CsCI: lặp phương
tâm khối
8 8
M ,x ,
a-A l20j
(corunđum)
0
66,6
(2/3)
6 4
(ì—G s ^S3
Y~G32^3

33,3
(1/3)
0
4
25