Chuyên đề cấu trúc tinh thể

HỘI CÁC TRƯỜNG THPT CHUYÊN KHU VỰC
DUYÊN HẢI VÀ ĐỒNG BẰNG BẮC BỘ
….….

HỘI THẢO LẦN THỨ VIII
CHUYÊN ĐỀ

CẤU TRÚC TINH THỂ

MÔN: HÓA HỌC
TÁC GIẢ: NGUYỄN MINH CƯỜNG
ĐƠN VỊ: TRƯỜNG THPT CHUYÊN LÊ KHIẾT-QUẢNG NGÃI

Hải Phòng, 11/2015
1


MỤC LỤC

Trang
MỤC LỤC.............................................................................................................1
PHẦN MỞ ĐẦU...................................................................................................3
1. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI....................................................................................3
2. MỤC ĐÍCH CỦA ĐỀ TÀI...............................................................................3
3. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU..........................................................................3
4. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC............................................................................3
5. NHIỆM VỤ CỦA ĐỀ TÀI...............................................................................4
6. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU....................................................................4
7. PHẠM VI NGHIÊN CỨU...............................................................................4
NỘI DUNG...........................................................................................................5
CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN LÝ THUYẾT VỀ CẤU TRÚC TINH THỂ.........5

1.1. MẠNG LƯỚI TINH THỂ.............................................................................5
1.1.1. Khái niệm về mạng lưới tinh thể............................................................5
1.1.2. Ô mạng cơ sở..........................................................................................5
1.2. NGUYÊN LÍ SẮP XẾP ĐẶC KHÍT NHẤT................................................5
1.2.1. Nguyên lí sắp xếp đặc khít nhất.............................................................5
1.2.2. Trường hợp tinh thể gồm những hạt cùng dạng....................................5
1.2.3. Trường hợp tinh thể gồm hai loại hạt khác nhau...................................6
1.3. CÁC DẠNG CẤU TRÚC TINH THỂ..........................................................6
1.3.1. Khái niệm chung....................................................................................6
1.3.2. Cấu trúc mạng tinh thể kim loại.............................................................7
1.3.3. Tinh thể hợp chất ion............................................................................10
1.3.4. Tinh thể nguyên tử................................................................................17
1.3.4. Mạng tinh thể phân tử...........................................................................20
CHƯƠNG 2: PHÂN DẠNG VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP
VỀ CẤU TRÚC TINH THỂ......................................................25
2


2.1. BÀI TẬP VỀ TINH THỂ KIM LOẠI.........................................................25
2.2. BÀI TẬP VỀ HỢP CHẤT ION MX VÀ MX2............................................31
2.3. BÀI TẬP VỀ MẠNG TINH THỂ NGUYÊN TỬ.......................................38
2.4. BÀI TẬP VỀ MẠNG TINH THỂ PHÂN TỬ.............................................40
KẾT LUẬN.....................................................................................................44
TÀI LIỆU THAM KHẢO...............................................................................45

3


PHẦN MỞ ĐẦU
1. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI

Trong quá trình giảng dạy ở phổ thông đặc biệt là trường chuyên, nhiệm vụ
phát triển tư duy cho học sinh là nhiệm vụ rất quan trọng, đòi hỏi tiến hành đồng bộ ở
các môn. Hóa học là môn khoa học thực nghiệm đề cập đến nhiều vấn đề của khoa
học, sẽ góp phần rèn luyện tư duy cho học sinh ở mọi góc độ đặc biệt là qua phần bài
tập hóa học. Bài tập hóa học không những có tác dụng rèn luyện kỹ năng vận dụng,
đào sâu và mở rộng kiến thức đã học một cách sinh động, phong phú mà còn thông
qua đó để ôn tập, rèn luyện một số kỹ năng cần thiết về hóa học, rèn luyện tính tích
cực, tự lực, trí thông minh sáng tạo cho học sinh, giúp học sinh hứng thú trong học tập.
Kiến thức về cấu trúc tinh thể là một trong những kiến thức mới, trong những
năm gần đây liên tục xuất hiện trong các đề thi học sinh giỏi Quốc gia. Do đó, việc xây
dựng hệ thống bài tập về cấu trúc tinh thể là hết sức cần thiết, phục vụ cho nhu cầu bồi
dưỡng học sinh dự thi học sinh giỏi cấp tỉnh và cấp Quốc gia.
Từ những lý do trên, tôi đã chọn đề tài: “Cấu trúc tinh thể”. Với hy vọng đề
tài này sẽ là một tài liệu tham khảo phục vụ cho việc học tập của các em học sinh dự
thi học sinh giỏi các cấp.
2. MỤC ĐÍCH CỦA ĐỀ TÀI
Việc thực hiện đề tài nhằm tuyển chọn, xây dựng hệ thống câu hỏi, bài tập và
phương pháp giải phần Cấu trúc tinh thể có tính chọn lọc áp dụng cho học sinh giỏi
nhằm nâng cao hiệu quả học tập của học sinh.
3. ĐỐI TƯỢNG NGHIÊN CỨU
Hệ thống kiến thức, bài tập nhằm bồi dưỡng, nâng cao chất lượng học tập cho
học sinh giỏi Hoá học, cụ thể là phần Cấu trúc tinh thể.
4. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC
Nếu xây dựng thành công một hệ thống câu hỏi và bài tập từ cơ bản đến nâng
cao, từ vận dụng đến sáng tạo, có sự kết nối chặt chẽ các vấn đề cơ bản, chọn lọc phần
Cấu trúc tinh thể sẽ góp phần xác định đúng phẩm chất và năng lực quan trọng nhất
của học sinh để tuyển chọn, bồi dưỡng học sinh giỏi Hoá học.
4

5. NHIỆM VỤ CỦA ĐỀ TÀI
Hệ thống kiến thức, bài tập bồi dưỡng cho học sinh lớp chuyên, đội tuyển học
sinh giỏi môn Hoá học phần Cấu trúc tinh thể.
Đề xuất phương pháp giải bài tập phần Cấu trúc tinh thể nhằm tổ chức, bồi
dưỡng cho lớp chuyên Hoá, học sinh giỏi Hoá học.
6. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU
Nghiên cứu nội dung kiến thức Hoá học phần Cấu trúc tinh thể.
7. PHẠM VI NGHIÊN CỨU
Đề tài chỉ đề ra nhiệm vụ phát triển tư duy sáng tạo, năng lực tự học, tự nghiên
cứu của học sinh thông qua việc tuyển chọn, xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập và
phương pháp giải phần Cấu trúc tinh thể có chất lượng, đồng thời sử dụng chúng một
cách thích hợp, hiệu quả nhất.

5


NỘI DUNG
CHƯƠNG 1

TỔNG QUAN LÝ THUYẾT VỀ CẤU TRÚC TINH THỂ
1.1. MẠNG LƯỚI TINH THỂ
1.1.1. Khái niệm về mạng lưới tinh thể
Nếu hình dung các tiểu phân trong tinh thể như những điểm vật chất thì hệ
thống điểm đặt các tiểu phân sẽ tạo thành một mạng lưới không gian của tinh thể hay
“mạng lưới tinh thể”.
– Các điểm đặt gọi là nút mạng.
– Những nút trên cùng một đường thẳng gọi là hàng.
– Mặt phẳng được xác định bởi 3 nút mạng không thẳng hàng gọi là mặt mạng.
– Hình bình hành có cạnh là những hàng song song gọi là mắt mạng.
– Hình hộp có đỉnh là các nút mạng gọi là ô mạng.

– Ô mạng chỉ có nút ở đỉnh gọi là ô mạng đơn giản.
– Ô mạng có các nút ở mặt hoặc tâm gọi là ô mạng phức tạp.
1.1.2. Ô mạng cơ sở
Trong một mạng lưới tinh thể có thể chọn một mạng có thể tích cực tiểu, còn
giữ lại được những đặc tính đối xứng của toàn bộ mạng lưới. Ô mạng được chọn sao
cho có số góc vuông là cực đại. Ô mạng thỏa mãn những tính chất đó được gọi là ô
mạng cơ sở.
Một mạng lưới tinh thể bất kì đều được cấu tạo từ những ô mạng cơ sở đặc
trưng cho nó bằng cách tịnh tiến ô mạng đó theo 3 phương trong không gian sao cho
các cạnh của nó luôn song song với nhau.
1.2. NGUYÊN LÍ SẮP XẾP ĐẶC KHÍT NHẤT
1.2.1. Nguyên lí sắp xếp đặc khít nhất
Trong trường hợp có thể coi các hạt ở nút mạng lưới là những quả cầu không bị
biến dạng và liên kết giữa những quả cầu này không có tính định hướng, bão hòa (ví
dụ liên kết ion, liên kết kim loại) thì cách sắp xếp các hạt tuân theo nguyên lí sắp xếp
đặc khít nhất.
Nội dung nguyên lí:
“Trong tinh thể các hạt có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất sao cho thể tích
khoảng không gian tự do còn lại giữa chúng là nhỏ nhất”.
1.2.2. Trường hợp tinh thể gồm những hạt cùng dạng
Thí dụ như các tinh thể kim loại: phần lớn các mạng lưới tinh thể kim loại có
cấu trúc đặc khít nhất. Có thể coi các nguyên tử kim loại như những quả cầu, nếu chỉ
có một lớp thì các quả cầu này sẽ sắp xếp với nhau đặc khít nhất theo cách duy nhất
như trên hình 2.1. Khi đó mỗi quả cầu tiếp xúc với 6 quả cầu khác. Nếu ta sắp xếp
thêm một quả cầu mới vào trên lớp đã cho thì những quả cầu mới này phải nằm trên
chỗ lõm của các quả cầu trước đó. Khi xếp lớp thứ 3 lên trên lớp thứ 2 thì có 2 cách.
6


Một cách dẫn đến cấu trúc lục phương đặc khít nhất, còn cách thứ hai dẫn đến cấu trúc

lập phương đặc khít được gọi là cấu trúc lập phương tâm diện.

Hình 2.1. Cách sắp xếp sáu phương
A

B
A
C
B

C

A
A

B

Hình 2.2. Cấu trúc lập phương tâm diện
A

A

B
A

B

B
A

A

Hình 2.3. Cấu trúc lục phương
1.2.3. Trường hợp tinh thể gồm hai loại hạt khác nhau
Trong trường hợp này việc chọn cách sắp xếp đặc khít phụ thuộc vào tỉ số bán
kính giữa 2 hạt.
1.3. CÁC DẠNG CẤU TRÚC TINH THỂ
1.3.1. Khái niệm chung
Khi kết tinh, mỗi chất tinh thể kết tinh theo một dạng cấu trúc nào đó tùy thuộc
vào các yếu tố sau đây:
– Trước hết là thành phần các loại hạt tham gia xây dựng mạng lưới, nghĩa là phụ
thuộc vào công thức hóa học của chất tinh thể. Gross đã khám phá ra một qui luật thực
nghiệm là: “Một chất có thành phần hóa học cang đơn giản thì mạng lưới tinh thể có
tính chất đối xứng cao”.
– Tỉ lệ giữa bán kính các loại hạt trong mạng lưới.
– Lực tương tác giữa các hạt (độ mạnh và tính định hướng của các mối liên kết giữa
các hạt).
7


– Cuối cùng, các điều kiện bên ngoài (nhiệt độ, áp suất,...) đôi khi cũng có ảnh hưởng
đến cấu trúc tinh thể.
Để biểu diễn dạng cấu trúc của các chất tinh thể, người ta thường dùng khái
niệm “số phối trí”.
*Định nghĩa “số phối trí”
Mỗi nguyên tử, ion trong phân tử hay trong tinh thể luôn luôn được bao quanh
bởi các nguyên tử, ion hay phân tử khác. Số hạt (ion, nguyên tử hay phân tử) trực tiếp
bao quanh nguyên tử hay ion khảo sát được gọi là số phối trí của nguyên tử hoặc ion
đó.
– Nguyên tử, ion khảo sát được gọi là nguyên tử hoặc ion trung tâm.

– Nguyên tử, phân tử hay ion bao quanh được gọi là phối tử.
Dưới đây là một số dạng cấu trúc điển hình của các đơn chất và hợp chất vô cơ.
1.3.2. Cấu trúc mạng tinh thể kim loại
Trong bảng tuần hoàn có khoảng 76% số nguyên tố là kim loại. Nguyên tử kim
loại có ít electron hóa trị (thường từ 1 ÷ 3). Khi hình thành các phân tử kiểu như Li 2,
Be2,... còn có obitan trống gần với vị trí các obitan phân tử (các MO) bị chiếm nên có
xu hướng xảy ra tương tác tạo thành mạng lưới tinh thể. Vậy tinh thể kim loại được
hình thành nhờ chủ yếu là tinh thể kim loại. Yếu tố hay đơn vị cấu trúc mạng tinh thể
đó là các nguyên tử.
Nguyên tử kim loại được coi như những quả cầu cứng, có kích thước như nhau,
được xếp chặt khít vào nhau thành từng lớp.
Có 90% số các nguyên tố kim loại cấu tạo mạng tinh thể theo một trong 3 dạng:
lập phương tâm khối, lập phương tâm diện, lục phương.
1.3.2.1. Liên kết trong tinh thể kim loại
a. Thuyết khí electron
– Tinh thể kim loại gồm:
+ Các cation kim loại nằm ở các nút mạng.
+ Các electron hoá trị chuyển động tự do trong toàn tinh thể.
+ Lực liên kết kim loại càng mạnh khi số electron hoá trị chuyển thành electron tự do
càng lớn.
– Thuyết khí electron giải thích các rính chất vật lý của kim loại:
Do các electron liên kết kim loại chuyển động tự do nên:
+ Khi các lớp trượt lên nhau thì không xuất hiện lực đẩy bổ sung. Tinh thể kim loại chỉ
biến dạng mà không bị phá vỡ.
+ Các electron này có thể chuyển động thành dòng khi đặt một hiệu điện thế vào hai
đầu kim loại.
+ Các electron này có khả năng truyền dao động nhiệt từ nơi này đến nơi khác trong
mạng tinh thể.
+ Các electron này phản xạ tốt ánh sáng chiếu đến nên kim loại có ánh kim.
b. Thuyết vùng (thuyết MO áp dụng cho hệ nhiều nguyên tử)

– N AO có mức năng lượng gần nhau tổ hợp thành N MO có mức năng lượng khác
nhau, N càng lớn thì các mức năng lượng càng gần nhau và tạo thành vùng năng lượng
– Các AO hoá trị s, p, d của kim loại có năng lượng khác nhau sẽ tạo ra những vùng
năng lượng khác nhau. Các vùng này có thể xen phủ hoặc cách nhau một vùng không
có MO gọi là vùng cấm.
8


Cỏc electron chim cỏc MO cú nng lng t thp n cao, mi MO cú ti a hai
electron. Vựng gm cỏc MO ó bóo ho electron gi l vựng hoỏ tr. Vựng MO khụng
b chim hon ton trong ú electron cú kh nng chuyn ng t do l vựng dn.
Cỏc electron trong vựng hoỏ tr khụng cú kh nng dn in.
Cỏc electron trong vựng dn cú th dn in khi cú nng lng ln thng c
lc hỳt ca cỏc cation kim loi.

Vùng
dẫn

2s

3p

Vùng
dẫn

3s

Vùng xen phủ
Vùng
hoá trị

Vùng
cấm

Vùng cấm
2p

Vùng
hoá

1s

trị

2s
1s

E

Li Li2 Li3 Li8

E

Li N

Mg

Vùng dẫn.
nhiều electron có mặt
(không có vùng cấm)

Mg N
Vùng dẫn
Vùng cấm rộng

Vùng hoá trị

Vùng hoá trị

E

E
Kim loại có vùng dẫn và
vùng hoá trị xen phủ nhau

Chất cách điện có vùng
cấm rộng ( E > 3 eV)

Vùng dẫn điền
đầy một nửa

Vùng dẫn
Vùng cấm hẹp
Vùng hoá trị

Vùng cấm

E

Vùng hoá trị

E

Chất bán dẫn có vùng
cấm hẹp ( E < 3 eV)

Kim loại có vùng dẫn
điền đầy một nửa

Hỡnh 3.1. S hỡnh thnh cỏc vựng nng lng trong tinh th kim loi Li v Mg
1.3.2.2. Mt s cu trỳc tinh th kim loi
a. Cu trỳc lp phng tõm khi
nh v tõm khi hp lp phng l nguyờn t hay ion dng kim loi.
S phi trớ = 8.

9


Hình 3.2. Minh họa cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối
Các kim loại kiềm, Ba, V, Cr, Fe–α, –β, –δ,... có cấu trúc này. Trong số các
nguyên tố kim loại có cấu trúc mạng tinh thể loại này, người ta thường nói đến
vonfram (W) nên thường gọi cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối là mạng cấu
trúc tinh thể vonfram.
b. Cấu trúc lập phương tâm diện
– Đỉnh và tâm các mặt của khối hộp lập phương là các nguyên tử hoặc ion dương kim
loại.
– Số phối trí = 12.
A

C

B

A

Hình 3.3. Minh họa cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm diện
Các kim loại Ni, Cu, Ag, Au, Al,... có cấu trúc tinh thể lập phương tâm diện.
Trong số các kim loại có cấu trúc tinh thể này, người ta thường đề cập đến Cu. Vì vậy
người ta gọi cấu trúc tinh thể này là cấu trúc tinh thể đồng.
c. Cấu trúc lục phương
– Khối lăng trụ lục giác gồm 3 ô mạng cơ sở. Mỗi ô mạng cơ sở là một khối hộp hình
thoi. Các đỉnh và tâm khối hộp hình thoi là nguyên tử hay ion kim loại.
– Số phối trí = 12.

10


A
B
A
Hình 3.4. Minh họa cấu trúc mạng tinh thể lục phương
Một số kim loại như Zn, Be, Mg, Cd, Co, Sc, Y, La, Ti, Hf,... có cấu trúc tinh
thể dạng này. Người ta thường gọi cấu trúc này là cấu trúc tinh thể magie.
*Quy tắc Engel và Brewer cho biết cấu trúc tinh thể kim loại hoặc hợp kim phụ thuộc
vào số electron s và p độc thân trung bình trên một nguyên tử kim loại ở trạng thái
kích thích: a.
a < 1,5: lập phương tâm khối.
1,7 < a < 2,1: lục phương.
2,5 < a < 3,2: lập phương tâm diện.
a ~ 4: mạng tinh thể kim cương.
Áp dụng:

Na: 1s22s22p63s1 → a = 1 → tinh thể mạng phương tâm khối.
Mg: 1s22s22p63s2 → 1s22s22p63s13p1 → a = 2 → tinh thể mạng lục phương.
Al: 1s22s22p63s23p1 → 1s22s22p63s13p2 → a = 3 → tinh thể mạng lập phương tâm diện.
Bảng tổng quát các đặc điểm của các mạng tinh thể kim loại
Cấu
trúc
Lập
phương
tâm
khối
Lập
phương
tâm
diện
Lục
phương

Hằng số mạng

Số đơn vị
cấu trúc

Số phối
trí

Số hốc tứ
diện

Số hốc bát
diện

Độ đặc
khít

α = β = γ = 90o
a=b=c

2

8

–

–

68%

α = β = γ = 90o
a=b=c

4

12

8

4

74%

α = β = 90o
γ = 120o
a=b≠c

2

12

4

2

74%

1.3.3. Tinh thể hợp chất ion
1.3.3.1. Hốc tinh thể
Mọi mạng tinh thể tạo bởi các quả cầu giống nhau nhất thiết phải chứa một
phần không gian không bị chiếm. Phần không gian đó được gọi là hốc tinh thể.
11


Khi phần không gian này bị chiếm bởi các chất có bản chất khác thì thành phần
hóa học thay đổi. Mạng các quả cầu ban đầu thường được gọi là mạng chủ.
a. Hốc lập phương

Hình 3.5. Hốc lập phương
b. Hốc bát diện

Hình 3.6. Hốc bát diện
c. Hốc tứ diện

Hình 3.7. Hốc tứ diện
*Xác định các hốc tứ diện và bát diện trong mạng lập phương tâm diện

O
T

O

Hình 3.8. Hốc tứ diện và bát diện trong mạng lập phương tâm diện
– Số hốc tứ diện: 8 hốc.
12


– Số hốc bát diện: 1 + 12×1/4 = 4 hốc.
*Xác định các hốc tứ diện và bát diện trong mạng lục phương

T
T

O

T

Hình 3.9. Hốc tứ diện và bát diện trong mạng lục phương
– Số hốc tứ diện: 4.
– Số hốc bát diện: 2.
1.3.3.2. Quy tắc sắp xếp các ion trong mạng tinh thể
– Quy tắc 1: tinh thể trung hòa về điện.
– Quy tắc 2: các ion có bán kính nhỏ r chiếm các hốc tinh thể và tiếp xúc với các ion

bán kính lớn R của mạng chủ (2 ion có điện tích trái dấu).
a. Hốc lập phương
– Số phối trí: 8
a 2
a 3
g r

a
R

– Nếu có sự tiếp xúc các ion trái dấu:
2(R + r)
2(R + r) = a 3 ⇒ a =
3
– Nếu không có sự tiếp xúc các ion cùng dấu:
a ≥ 2R
2(R + r)
r
⇒
≥ 2R ⇔ ≥ 3 − 1 ; 0,732
R
3
b. Hốc bát diện
– Số phối trí: 6
a 2
gr

a

R

– Nếu có sự tiếp xúc các ion trái dấu:
2(R + r) = a 2 ⇒ a = 2(R + r)
13


– Không có sự tiếp xúc các ion cùng dấu:
a ≥ 2R
⇒ 2(R + r) ≥ 2R
r
⇔ ≥ 2 − 1 ; 0,414
R
c. Hốc tứ diện
– Số phối trí: 4
a 2
a 3
g r

a
R

– Nếu có sự tiếp xúc các ion trái dấu:
a 3
2(R + r)
R+r =
⇒a =
2
3
– Nếu không có sự tiếp xúc các ion cùng dấu
a 2 ≥ 2R

2(R + r) 2
⇒
≥ 2R
3
⇔

r
3
≥
− 1 ; 0,225
R
2
r
và số phối trí:
R
Hốc tinh thể
Số phối trí

Từ đó ta rút ra được quan hệ giữa tỉ số bán kính
Tỉ số bán kính
r
0,732 ≤
≤1
R
r
0,414 ≤
≤ 0,732
R
r
0,225 ≤

≤ 0,414
R

Lập phương

8

Bát diện

6

Tứ diện

4

1.3.3.3. Tính chất của tinh thể hợp chất ion
– Tinh thể hợp chất ion được tạo thành bởi những cation và anion hình cầu có bán kính
xác định.
– Lực liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện không định hướng.
– Hợp chất ion được hình thành từ những nguyên tử có hiệu độ âm điện lớn. Những
electron hoá trị của những nguyên tử có độ âm điện nhỏ được coi như chuyển hoàn
toàn sang các obitan của nguyên tử có độ âm điện lớn tạo ra các ion trái dấu hút nhau.
– Các anion thường có bán kính lớn hơn cation nên trong tinh thể người ta coi anion
như những quả cầu xếp khít nhau theo kiểu lập phương tâm diện, lục phương hoặc lập
14


phương đơn giản. Các cation có kích thước nhỏ hơn nằm ở các hốc tứ diện hoặc bát
diện.
1.3.3.4. Cấu trúc của các hợp chất ion MX

a. Cấu trúc kiểu cesi clorua (CsCl)
0

rCs+ = 1,69 A 
r 1,69
= 0,934
⇒ =
0
R 1,81

rCl− = 1,81A 

⇒ Số phối trí 8

Trong cấu trúc kiểu CsCl:
– Các ion Cl– tạo một mạng lập phương đơn giản tương ứng với sự có mặt 1 ion Cl –
trong mỗi ô mạng.
– Các ion Cs+ chiếm mọi hốc lập phương cùng số lượng bằng nhau để thỏa mãn điều
kiện trung hòa điện.
Như vậy mỗi ion Cs+ được bao quanh bởi 8 ion Cl– và ngược lại.

Cs
Cl

Hình 3.10. Cấu trúc mạng tinh thể CsCl
Mạng tinh thể kiểu CsCl điển hình cho một loạt các mạng tinh thể của một số
hợp chất như : CsBr, TlI, NH4Cl,…
b. Cấu trúc kiểu natri clorua (NaCl)
0


rNa + = 0,97 A 
r 0,97
⇒
=
= 0,536

0
R
1,81
rCl− = 1,81A 

⇒ Số phối trí 6

Trong cấu trúc kiểu NaCl:
– Các ion Cl– tạo mạng lập phương tâm diện tương ứng với 4 ion Cl – trong mỗi ô
mạng.
– Điều kiện trung hòa điện áp đặt sự chiếm mọi hốc bát diện (4) bởi các ion Na +.
Như vậy mỗi ion Na+ được bao quanh bởi 6 ion Cl– và ngược lại.

15


Na
Cl

Hình 3.11. Cấu trúc mạng tinh thể NaCl
Có khoảng 200 chất rắn có cấu trúc mạng tinh thể kiểu NaCl, trong đó có NaF,
KCl, CaO, MgO, FeO,…
c. Cấu trúc kiểu sphalerit (blande)
Kẽm sunfua có nhiều dạng thù hình, sphalerit là dạng lập phương.

0

rZn2 + = 0,74 A 
r 0,74
⇒
=
= 0,402

0
R
1,84
rS 2 − = 1,84 A 

⇒ Số phối trí 4

Trong cấu trúc tinh thể ZnS sphalerit:
– Các ion S2– tạo mạng lập phương tâm diện, kéo theo sự có mặt của 4 ion S 2– trong
một ô mạng.
– Để thỏa mãn tính trung hòa điện của mạng, các ion Zn 2+ chiếm 4 trong số 8 hốc tứ
diện, tức là có 4 ion Zn2+ cho một ô mạng.

S
Zn

Hình 3.12. Cấu trúc mạng tinh thể ZnS sphalerit
Như vậy mỗi ion Zn2+ được bao quanh bởi 4 ion Zn2– và ngược lại.
Các hợp chất CdS, AlSb, CuBr,… kết tinh theo mạng này.
d. Cấu trúc kiểu vuazit
Một dạng thù hình khác của ZnS là cấu trúc kiểu vuazit.
Trong tinh thể ZnS vuazit:

16


– Các ion S2– tạo mạng lục phương, kéo theo sự có mặt của 2 ion S 2– trong một ô
mạng.
– Để thỏa mãn tính trung hòa điện của mạng, các ion Zn 2+ chiếm các hốc tứ diện thỏa
mãn điều kiện là trong một ô mạng có 2 ion Zn2+.
A

A'
S

B

Zn
B'
A
Hình 3.13. Cấu trúc mạng tinh thể ZnS vuazit
Những hợp chất như HgS, ZnO, SiC, AlN,… có mạng lưới tinh thể kiểu vuazit.
e. Mạng tinh thể NiAs
Các ion As3– sắp xếp theo kiểu lục phương. Các ion Ni3+ chiếm hết số hốc bát
diện. Số phối trí của Ni và As đều bằng 6.

Ni
As

Hình 3.14. Cấu trúc mạng tinh thể NiAs
1.3.3.5. Cấu trúc của các hợp chất ion MX2
a. Canxi florit (CaF2)
Các ion Ca2+ sắp xếp theo kiểu lập phương tâm diện, các ion F – chiếm các hốc tứ

diện. Cùng kiểu mạng này có tinh thể của Na2O.

17


Ca
F

Hình 3.15. Cấu trúc mạng tinh thể CaF2
b. Mạng rutin
Các ion O2– sắp xếp theo kiểu lục phương, các ion Ti 4+ chiếm một nửa số hốc
bát diện. Số phối trí của Ti là 6, của O là 3. Trong một ô đơn vị có 4 ion O 2– và 2 ion
Ti4+, 2 phân tử TiO2

O
Ti

Hình 3.16. Cấu trúc mạng tinh thể TiO2
1.3.3.6. Tính chất các hợp chất ion
– Lực tương tác tĩnh điện giữa các ion tương đỗi lớn nên các hợp chất ion có độ rắn,
nhiệt độ nóng chảy; nhiệt độ sôi cao nhưng độ giãn nở cũng như độ chịu nén nhỏ.
– Các hợp chất ion không có tính dẻo, do khi các lớp ion trượt lên nhau phát sinh các
lực đẩy bổ sung, làm cho tinh thể bị phá vỡ.
– Vì lực liên kết mạnh, các ion đều tích điện nên các hợp chất ion chỉ tan trong dung
môi phân cực.
– Vì trong ion, các electron chuyển động trên các obitan định chỗ trên các ion nên ở
trạng thái tinh thể các hợp chất ion không dẫn điện. Nhưng ở trạng thái nóng chảy và
dung dịch thì chúng dẫn được diện.
1.3.4. Tinh thể nguyên tử
1.3.4.1. Tính chất của tinh thể nguyên tử

– Trong tinh thể nguyên tử, các đơn vị cấu trúc chiếm các điểm nút mạng là các
nguyên tử, liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị nên còn gọi là tinh thể cộng hoá
trị.
– Do liên kết cộng hoá trị có tính định hướng nên cấu trúc tinh thể và số phối trí được
quyết định bởi đặc điểm liên kết cộng hoá trị, không phụ thuộc vào điều kiện sắp xếp
không gian của nguyên tử.
18


– Vì liên kết cộng hoá trị là liên kết mạnh nên các tinh thể nguyên tử có độ cứng đặc
biệt lớn, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, không tan trong các dung môi. Chúng
là chất cách điện hay bán dẫn.
1.3.4.2. Một số mạng tinh thể nguyên tử
a. Kim cương

Hình 3.17. Cấu trúc mạng tinh thể kim cương
– Các nguyên tử C chiếm vị trí các đỉnh, các tâm mặt và một nửa số hốc tứ diện. Số
phối trí của C bằng 4.
– Mỗi tế bào gồm 8.1/8 + 6.1/2 + 4 = 8 nguyên tử.
*Liên kết trong kim cương
– Các nguyên tử C ở trạng thái lai hoá sp 3 tạo ra 4 AO lai hoá hướng về 4 đỉnh hình tứ
diện. Các nguyên tử C sử dụng các AO lai hoá này tổ hợp với nhau tạo ra các MO–σ.
– Có N nguyên tử → tạo ra 4N MO trong đó có 2N MO liên kết tạo
thành vùng hoá trị và 2N MO phản liên kết tạo thành vùng dẫn. Vùng hoá trị đã được
điền đầy, vùng dẫn hoàn toàn còn trống, hai vùng cách nhau một vùng cấm có ∆E = 6
eV.
– Vùng cấm rộng do e trong liên kết cộng hoá trị có tính định vị cao. Dẫn đến kim
cương là chất cách điện.

2N MO plk

cßn trèng

3N
AO - p

Vïng cÊm E = 6 eV
N
AO - s

2N MO lk
b·o hoµ

*Tính chất của kim cương
– Do cấu trúc không gian ba chiều đều đặn và liên kết cộng hoá trị bền vững nên kim
cương có khối lượng riêng lớn (3,51), độ cứng lớn nhất, hệ số khúc xạ lớn, nhiệt độ
sôi, nhiệt độ nóng chảy cao, giòn, không tan trong các dung môi, không dẫn điện.

19


– Cùng kiểu mạng tinh thể với kim cương có tinh thể của các nguyên tố Si, Ge và Sn (α)
và một số hợp chất cộng hoá trị như: SiC, GaAs, BN, ZnS, CdTe. Tuy nhiên liên kết
cộng hoá trị trong các tinh thể này là liên kết cộng hoá trị phân cực.
b. Tinh thể bo nitrua mạng kim cương (Borazon)

N

B

Hình 3.18. Cấu trúc mạng tinh thể borazon

– Borazon cứng, cách điện như kim cương. Tuy nhiên borazon có tính bền về mặt cơ
và nhiệt hơn kim cương (khi nung nóng trong chân không đến 2700 oC borazon hoàn
toàn không đổi, chịu nóng ngoài không khí đến 2000 oC và chỉ bị oxi hoá nhẹ bề mặt,
trong lúc đó kim cương bị cháy ở 900oC).
c. Than chì
– Các nguyên tử C lai hoá sp2 liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị σ, độ dài liên
kết C–C: 1,42 Å nằm trung gian giữa liênkết đơn (1,54 Å) và liên kết đôi (1,39 Å –
benzen)
– Hệ liên kết π giải toả trong toàn bộ của lớp, do vậy so với kim cương, than chì có độ
hấp thụ ánh sáng đặc biệt mạnh và có khả năng dẫn điện giống kim loại. tính chất vật
lý của than chì phụ thuộc vào phương tinh thể.
– Liên kết giữa các lớp là liên kết yếu Van der Waals, khoảng cách giữa các lớp là
3,35Å, các lớp dễ dàng trượt lên nhau, do vậy than chì rất mềm.

3,35 A

1,42 A
20


Hình 3.19. Cấu trúc mạng tinh thể than chì
c. Tinh thể Bonitrua dạng mạng than chì
– Tinh thể BN có màu trắng.
– Cấu tạo của BN giống như than chì, các nguyên tử B và N cùng lai hoá sp 2.
– Giống than chì BN mềm, chịu lửa (tnc ∼ 3000oC)
– Do nguyên tử N có độ âm điện lớn nên các MO π định vị chủ yếu ở N, dẫn đến các e
π không được giải toả như ở than chì và BN không dẫn điện (∆E = 4,6 – 3,6 eV)

3,34 A

1,446 A
B
N

Hình 3.20. Cấu trúc mạng tinh thể Bonitrua dạng mạng than chì
1.3.5. Mạng tinh thể phân tử
– Trong tinh thể phân tử, mạng lưới không gian được tạo thành bởi các phân tử hoặc
nguyên tử khí trơ.
– Trong trường hợp chung, lực liên kết giữa các phân tử trong tinh thể là, lực Van der
Waals.
– Vì lực liên kết yếu nên các phân tử trong mạng tinh thể dễ tách khỏi nhau, nhiệt độ
nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, tan tốt trong các dung môi tạo ra dung dịch.
a. Khí hiếm

Hình 3.21. Tinh thể Ne, Ar, Xe, Kr
21


Hình 3.22. Tinh thể He
b. Tinh thể phân tử iot
– Mạng lưới của tinh thể I2 có đối xứng dạng trực thoi với các thông số a = 7,25 Å, b =
9,77 Å, c = 4,78 Å. Tâm các phân tử I2 nằm ở đỉnh, tâm của ô mạng măt thoi
– Khoảng cách ngắn nhất I–I trong tinh thể là 2,70 Å xấp xỉ độ dài liên kết trong phân
tử khí I2 2,68 Å.→ liên kết cộng hoá trị I–I thực tế không thay đổi khi thăng hoa

Hình 3.23. Tinh thể iot
– Khoảng cách ngắn nhất của hai nguyên tử I thuộc hai phân tử I 2 là 3,53 Å. Các phân
tử định hướng song song theo hai hướng đối xứng nhau qua mặt phẳng xOz một góc
32o.
– Lực liên kết giữa các phân tử là lực Van der Waals yếu nên I 2 dễ thăng hoa khi nhiệt

độ ∼60o.

22


z

D
3,53A

D

32
2,70 A

C
B

C
B
y

A

A
x

c. Tinh thể phân tử xenonflorua (XeF2)
– Tinh thể XeF2 được tạo bởi các phân tử thẳng XeF2. Tâm của các nguyên tử Xe nằm
ở đỉnh và tâm của khối hình chữ nhật.

– XeF2 là chất rắn, không màu tnc = 140oC, khối lượng riêng 4,32 g/cm 3, phân tử có
dạng đường thẳng, dXe–F = 2,00 Å.

3,024A
2,00A

XeF2

Hình 3.24. Tinh thể XeF2
d. Tinh thể phân tử XeF4
– Phân tử XeF4 cấu tạo vuông phẳng, Xe lai hoá sp3d2.
– XeF4 là chất rắn, dễ bay hơi, khá bền ở nhiệt độ thường. D = 4,04 g/cm 3; tnc = 114oC.

23


F
Xe

Hình 3.25. Tinh thể XeF4
e. Tinh thể phân tử CO2 (nước đá khô)
– Nước đá khô tạo bởi các phân tử thẳng CO 2, tâm của nguyên tử C nằm ở đỉnh, tâm
các mặt của hình lập phương tạo thành mạng lập phương tâm mặt với hằng số mạng
bằng 5,58 Å.
– Khoảng cách C–O trong cùng phân tử trong tinh thể là 1,06 Å, ngắn hơn trong phân
tử ở trạng thái khí 1,162 Å. Khoảng cách ngắn nhất giữa hai nguyên tử O của hai phân
tử CO2 là 3,19 Å.
– Khí CO2 nặng hơn không khí dễ hoá rắn, hoá lỏng.
– Trên giản đồ trạng thái của CO 2 điểm ba nằm cao hơn áp suất khí quyển do đó tuyết
cacbonic không nóng chảy ở nhiệt độ thường mà thăng hoa ở –78oC.

– Khi nước đá khô bay hơi làm cho nhiệt độ xung quanh hạ xuống rất thấp nên nó có
ứng dụng: bảo quản những đồ chóng hỏng; trộn với clorofom làm hỗn hợp làm lạnh;
thử thách các đồ dùng trước khi đưa đi sử dụng tại Bắc Cực, Nam Cực; tạo mưa nhân
tạo.

Hình 3.26. Tinh thể CO2
f. Tinh thể phân tử nước đá

24


H
O

Liªn kÕt hi®ro dµi 1,76A
Liªn kÕt céng ho¸ trÞ O-H dµi 0,99A

Hình 3.27. Tinh thể nước đá
Mỗi phân tử nước liên kết với 4 phân tử nước khác bằng các liên kết hiđro tạo
lên những hình tứ diện đều.
*Tính chất của nước
– Liên kết giữa các phân tử là liên kết hiđro yếu nên nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi
nhỏ. Tuy nhiên, so với các phân tử không tạo ra liên kết hiđro hoặc tạo ra liên kết
hiđro yếu như H2S; H2Se; H2Te thì nước có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn
rất nhiều.
– Khoảng cách giữa các phân tử nước lớn nên tinh thể khá rỗng, do đó tinh thể nước
đá có khối lượng riêng nhỏ. Khối lượng riêng của nước ở áp suất khí quyển lớn nhất ở
3,98 oC.
– Do thể tích của nước đá hơi lớn hơn của nước lỏng nên khi tăng áp suất nước đá
chảy thành nước lỏng, bởi vậy ở áp suất cao nhiệt độ nóng chảy của nước đá giảm.

– Nước có nhiệt dung riêng lớn nhất so với mọi chất lỏng và chất rắn. Nước có vai trò
quan trọng trong việc điều tiết khí hậu trái đất.
– Do phân tử nước phân cực mạnh và còn tạo ra được liên kết H nên nước có khả năng
hoà tan tốt nhiều hợp chất phân cực, chất điện ly.

25