Giáo trình tinh thể học

Download miễn phí Giáo trình tinh thể học

MỤC LỤC
Chương 1: Kiến trúc tinh thể.3
1.1 Chất rắn vô định hình , chất rắn tinh thể4
1.1.1 Chất rắn vô định hình 4
1.1.2 Tinh thểvà các tính chất cơbản của tinh thể5
1.2 Ký hiệu mạng tinh thể 6
1.3 Sự đối xứng của tinh thể 8
1.3.1 Các yếu tố đối xứng định hướng 8
1.3.2 Các yếu tố đối xứng trong hình vô hạn 12
1.4 Ô mạng cơsở- Các hệtinh thể 14
1.5 Mười bốn kiểu mạng Bravais 15
1.6 Mắt , khối lượng thểtích , độchặt sít 16
1.7 Liên kết trong tinh thể 18
1.7.1 Quan hệgiữa hình dáng tinh thểvà thành phần hóa học 18
1.7.2 Phân loại hóa học các tinh thể 19
Chương 2 : Cấu trúc tinh thể 22
2.1 Phương pháp diễn tảcấu trúc tinh thể22
2.1.1 Nguyên lý xếpcầu 22
2.1.2 Các hổng trong 2 kiểu xếp cầu 22
2.1.3 Kích thước các hổng 23
2.1.4 Ý nghĩa của nguyên lý xếp cầu đối với hóa học tinh thể23
2.2 Sốphối trí và hình phối trí 24
2.3 Cấu trúc các đơn chất 26
2.3.1 Cấu trúc lập phương tâm diện 26
2.3.2 Cấu trúc lục phương 27
2.3.3 Cấu trúc lập phương tâm khối 28
2.3.4 Cấu trúc lập phương đơn giản 29
2.3.5 Cấu trúc kiểu kim cương 30
2.3.6 Cấu trúc grafit 31
2.3.7 Liên hệgiữa loại liên kết hóa học và kiểu cấu trúc 31
2.4 Cấu trúc các hợp chất ion hai nguyên tố 32
2.4.1 Cấu trúc kiểu cloua cesi (CsCl) 34
2.4.2 Cấu trúc kiểu clorua natri (NaCl) 35
2.4.3 Cấu trúc kiểu sfalerit (ZnS) 35
2.4.4 Cấu trúc kiểu Fluorin (CaF2) 36
2.4.5 Cấu trúc kiểu antifluorin 37
2.5 Cấu trúc của một sốtinh thểphức tạp hơn 38
2.5.1 Phức chất K2[PtCl6] 38
2.5.2 Cấu trúc kiểu Peropskit (CaTiO3) 38
Chương 3: Tính đa hình và đồng hình 41
3.1 Tính đa hình 41
3.2 Đồng hình và dung dịch rắn 42
Chương 4: Những t/c vật lý thông thường của tinh thể 45
4.1 Tính cát khai hay tính dễtách của tinh thể 45
4.2 Độcứng 46
4.3 Tính dẫn nhiệt 47
4.4 Tính áp điện , hỏa điện , sắt điện 48
4.5 Quang tính 50


http://cloud.liketly.com/flash/edoc/jh2i1fkjb33wa7b577g9lou48iyvfkz6-swf-2014-02-25-giao_trinh_tinh_the_hoc.I9ldl5vUsm.swf /tai-lieu/de-tai-ung-dung-tren-liketly-60727/
Để tải bản Đầy Đủ của tài liệu, xin Trả lời bài viết này, Mods sẽ gửi Link download cho bạn sớm nhất qua hòm tin nhắn.
Ai cần download tài liệu gì mà không tìm thấy ở đây, thì đăng yêu cầu down tại đây nhé:
Nhận download tài liệu miễn phí

Tóm tắt nội dung tài liệu:

của mạng kim loại nền , nếu chúng có kích
thước phù hợp , kết quả dẫn đến thay đổi cấu trúc và tính chất của vật liệu .
2.1.4 Ý nghĩa của nguyên lý xếp cầu đối với hóa học tinh thể
Nhiều nguyên tố hóa học có kiểu cấu trúc của 1 trong 2 loại xếp cầu ở trên . Ví dụ :
Đồng , vàng, bạc có cấu trúc tinh thể chồng khít kiểu lập phương (hình a) . Còn Mg , Zn , Be ... các
nguyên tử chồng khít kiểu lục phương (hình b).
a)
C
BA
z
z
z
zz
A
b)
A
B
A
Nguyên lý xếp cầu càng hữu hiệu khi áp dụng để mô tả các hợp chất ion . Trong cấu
trúc của chúng những anion thường lớn hơn cation về kích thước và được xem là những quả cầu
xếp khít nhau . Các cation kích thước bé hơn nằm ở các hổng . Trong từng trường hợp cụ thể , các
cation có thể chiếm các loại hổng bằng những cách riêng .Ví dụ Trong cấu trúc NaCl , các
anion Cl- xếp theo kiểu lập phương , các cation Na+ bé hơn chiếm hết số hổng bát diện . Trong
nikelin (NiAs ) các cation niken cũng chiếm hết số hổng bát diện của kiểu xếp cầu lục phương do
các ion asen tạo nên .
Trong các ví dụ trên tỷ số số lượng ion A :X trong đơn vị công thức đều là 1:1 . Việc
các cation chiếm hết số hổng bát diện là phù hợp với số lượng các hổng này . Trong các trường hợp
khác , tỷ số Anion : Cation vẫn 1:1 nhưng các cation trong cấu trúc lại không phân bố tại các hổng
Tinh thể học
23
bát diện mà tại các hổng tứ diện . Đương nhiên số hổng tứ diện chỉ bị chiếm một nửa . Đó là
trường hợp của sulfua kẽm ( ZnS ) với kiểu xếp cầu lập phương (trong sfalerit) và kiểu xếp cầu
lục phương ( trong vuazit ) của các nguyên tử lưu huỳnh . Hổng 4 mặt ở đây có 2 loại ( khác nhau
về hướng ) , các cation kẽm đã lấp 1 trong 2 loại đó .
Ngoài ra,trong hợp chất loại AX các cation còn có thể chiếm 1 / 2 số hổng tứ diện
bằng những cách khác , đó là 1 trong những nguyên nhân làm cho cấu trúc thêm đa dạng
Cấu trúc của các hợp chất loại AX2 cũng có thể lấy 1 trong 2 kiểu xếp cầu của các
anion làm nền tảng . Số cation ( bằng 1 / 2 ) có thể chiếm 1 / 2 số hổng 8 mặt theo nhiều phương
án khác nhau ( chẳng hạn chúng chiếm theo dãy , cứ 1 dãy hổng chứa cation lại xen kẽ 1 dãy hổng
trống ; hay theo lớp , cứ 1 lớp hổng chứa cation lại chồng lên 1 lớp hổng trống . Ví dụ : các cation
Cd2+ trong CdCl2 và CdI2 choán các hổng bát diện thành từng lớp , khiến các hợp chất loại này
càng phong phú về mặt cấu trúc .
Các hợp chất loại A2X3 , các cation có thể chiếm 2 / 3 số hổng bát diện do các anion
tạo thành . Ví dụ : Al trong Al2O3 xếp theo kiểu sauọc bất cứ dãy hổng bát diện nào , cứ một
hổng chứa Al lại xen kẽ 2 hổng trống .
Các hợp chất công thức A2X ( Li2O , Na2O ... ) có thể có cấu trúc như sau : Các anion
xếp theo luật xếp cầu nào đó , các cation lấp đầy các hổng tứ diện .
Phép xếp cầu không chỉ sử dụng để mô tả những hợp chất thuộc 2 hệ tinh thể có tính
đối xứng cao nhất mà những cấu trúc phức tạp của silicat cũng có thể mô tả được bằng phép xếp
cầu (Pyroxen , amfibol ... )
Ngoài ra đối với những cấu trúc của các hợp chất phân tử phép xếp cầu vẫn áp dụng
được ở chừng mực nhất định . Trường hợp này các phân tử được xem như có dạng cầu .
Phương pháp diễn tả theo nguyên lý xếp cầu này ưu việt ở chỗ không những cho ta
khái niệm về sự phân bố của các anion mà còn cho biết qui luật phân bố của cation trong cấu trúc
và mức độ chứa đầy cation trong không gian . Mặt khác nó có 1 ứng dụng quan trọng là góp phần
xác định cấu trúc những hợp chất mới . Nhờ những suy luận đơn thuần hình học người ta có thể giả
định nhiều sơ đồ cấu trúc cho hợp chất đang nghiên cứu . Những sơ đồ đó sẽ đem ra thử nghiệm để
chọn lấy sơ đồ hợp lý . Tuy nhiên đây không phải là phương pháp chính xác vì các hạt cấu trúc
không thực sự là dạng cầu
2.2 Số phối trí và hình phối trí
Trong một mạng giả thiết là vô hạn , một nguyên tử ( hay ion ) Ai sẽ được bao bọc
bởi một số vô hạn các nguyên tử hay ion Aj khác, ở những khoảng cách ( giữa các nguyên tử hay
ion ) dj thay đổi . Giá trị nhỏ nhất d của dj là khoảng cách giữa Ai với các láng giềng gần nhất .
Trong mô hình cầu cứng , nó tương ứng với tổng bán kính 2 quả cầu tiếp xúc nhau . Số phối trí của
nguyên tử hay ion Ai biểu thị số láng giềng gần nhất V , ký hiệu là x.
A /V = [x]
. Nối tâm các nguyên tử (ion ) Aj vây quanh nguyên tử (ion ) đã cho Ai bằng những
đoạn thẳng sẽ nhận được hình phối trí của nguyên tử (ion) đó .
Số phối trí không có thứ nguyên và không phụ thuộc vào bản chất hóa học các láng
giềng của nó . Đối với một hợp chất có công thức chung là AmBn , ta xác định các số phối trí của
mỗi chất A hay B với chính nó ( ví dụ A/A, B/B ) và với chất khác (A/B hay B/A) Chỉ một trong
ba khoảng cách dAA , dBB, hay dAB tương ứng với khoảng cách d cho những láng giềng gần nhất .
Như vậy trong tinh thể muối ăn (halit ) số phối trí Na+ /Na+ ; Cl-/Cl-; Na+/Cl-; Cl-/Na+
bằng bao nhiêu và hình phối trí tương ứng là hình gì ? Biểu diễn sự phân bố ion trong mạng lưới
NaCl :
Tinh thể học
24
:
Ở đây mỗi ion Na+ hay ion Cl+ được bọc quanh bởi 4 ion khác dấu , còn 2 ion nữa
nằm bên trên và phía dưới ion trung tâm . Vậy trong tinh thể muối ăn số phối trí Na+ /Cl-- , Cl-
/Na+ là 6 và hình phối trí là bát diện .Tương tự như vậy Na+/Na+ = Cl-/Cl- = [12]
Trong các kiểu cấu trúc tinh thể ta hay gặp 1 số số phối trí như sau :
Sft Đa diện phối trí
3 Tam giác đều
4 Tứ diện
6 Bát diện
8 Lập phương
Trường hợp các ion cùng kích thước xếp rất sít đặc thì số phối trí cực đại là 12 . Các kim loại dù
xếp cầu loại gì cũng có sft = 12 và có hình phối trí là hình 14 mặt gồm 6 mặt vuông và 8 tam giác
đều ( hình a)
Hiếm hơn có số phối trí 2 và hình phối trí là hình 2 quả tạ đặc trưng cho 2 nguyên tử
ôxy trong CO2 kết tinh .
Hình phối trí đặc trưng cho sft = 5 là hình tháp tứ phương ( hình b). Ví dụ : Khoáng
millerit ( NiS ) , các nguyên tử Ni nằm gần sát đáy vuông của tháp . Với sft = 6 nhưng Mo trong
molipdenit MoS2 có hình phối trí là lăng trụ tam phương ( hình c). Còn Sb trong antimonit Sb2S3
có sft = 7 và hình phối trí do 1 lăng trụ tam phương và 1 tháp tứ phương ghép lại với nhau qua mặt
gương ( hình d).
hình d
hình c
hình a
hình b
Ở đây ta chấp nhận giả thiết đơn giản hóa coi mỗi ion là 1 qủa cầu cứng có bán kính
xác định . Còn trong thực tế không phải vậy . Trị số bán kính ion không những phụ thuộc vào bản
chất thiên nhiên của nguyên tử bị ion hóa mà còn phụ thuộc vào trạng thái ion trong mạng lưới
tinh thể nhất định , chủ yếu là phụ thuộc vào điện tích ion .
Ví dụ : r 000 52.0;67,0;91,0 32 ArArA MnMnMn === ++
Tinh thể học
25
Tính chất phân cực của các ion bên cạnh trong tinh thể có ảnh hưởng lớn đến bán kính ion đã cho .
2.3 Cấu trúc các đơn chất
2.3.1 Cấu trúc lập phương tâm diện F
Cấu trúc này điển hình ở đồng , ngoài ra còn có ở nhiều kim loại khác : Kiềm thổ
trung gian (Ca,Sr) ; Kim loại cuối dãy chuyển tiếp ndY ( với y từ 6 đến 10 ) ví dụ Feγ......