Thành phần hóa học của vỏ Trái đất, Tinh thể

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (795.79 KB, 14 trang )

1

Modul 2: Thành phần vật chất của vỏ Trái Đất
1. Thành phần hoá học của Trái Đất
Khoa học hiện nay mới chỉ biết được thành phần hoá học của vỏ Trái Đất ở độ
sâu ít hơn 16km, còn thành phần hoá học của các lớp sâu hơn chỉ biết được qua dự
đoán. Nhà khoa học F. Clarke (1847 – 1931) từ thế kỷ trước đã tính toán dựa trên số
liệu phân tích hàng nghìn mẫu đá và xác định tỷ lệ trung bình của các nguyên tố trong
vỏ Trái Đất. Để ghi nhớ công lao của Clarke, nhà địa hoá học Nga A. E. Fersman đã
đề nghị gọi hàm lượng trung bình của từng nguyên tố hoá học trong vỏ Trái Đất là chỉ
số Clarke, chúng thường được thể hiện bằng phần trăm trọng lượng.
Các nguyên tố phổ biến nhất trong vỏ Trái Đất là oxy, silic, nhôm, sắt, calci,
natri, kali, magnesi (magie), hydro (O, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg, H), chúng chiếm
gần 99% theo chỉ số Clarke trọng lượng. Riêng oxy và silic chiếm đến 3/4 cấu tạo vỏ
Trái Đất. Nếu tính theo thể tích thì 84,24% vỏ Trái Đất được cấu tạo từ oxy. Ngoài
các nguyên tố kể trên các nguyên tố còn lại chiếm tỷ lệ rất nhỏ, đặc biệt các nguyên
tố hiếm như radi, niobi v.v thì lại có tỷ lệ càng bé (Bảng 1). Phần lớn các nguyên tố
đều bị hỗn hợp của các đồng vị, chỉ có 22 nguyên tố là không có đồng vị, trong đó có
fluor, natri, phosphor, mangan, vàng (F, Na, P, Mn, Au) v.v
Người ta cho rằng khi xuống sâu trong lòng đất, thành phần hoá học của Trái
Đất thay đổi, hàm lượng của các nguyên tố nặng như sắt, crom, kền, cobalt sẽ tăng
cao. Trong manti của Trái Đất do áp suất cao (1,4 triệu atm.) nên vỏ nguyên tử bị
phá vỡ và vật chất chuyển sang trạng thái bị kim loại hoá. Điều này dẫn đến hiện
tượng giảm thể tích và tăng tỷ trọng của vật chất. Từ độ sâu 40 – 60km vật chất từ
trạng thái kết tinh chuyển sang trạng thái vô định hình, dạng thuỷ tinh.
Thành phần hoá học của vỏ Trái Đất không cố định mà thay đổi theo thời gian. Sự
thay đổi đó có thể do sự rơi của thiên thạch và các vật thể vũ trụ khác, sự phát tán các
khí nhẹ (hydro, heli v.v ) ở tầng trên của khí quyển vào vũ trụ. Sự thay đổi thành phần
hoá học của Trái Đất cũng còn do quá trình phóng xạ, các nguyên tố phóng xạ sẽ
chuyển thành các nguyên tố bền vững như urani và thori chuyển thành chì v.v. Tỷ lệ
chất đồng vị cũng thay đổi do chúng có chu kỳ bán huỷ khác nhau, ví dụ U

238
có chu
kỳ bán huỷ là 4,5.10
9
năm, U
235
– 7,10
8
năm. Như vậy trước đây 700 triệu năm U
235

gấp đôi hiện nay, còn cách đây 2 tỷ năm lượng U
235
gấp đến 6 lần so với hiện nay.

2

Bảng 1. Trị số Clarke trọng lượng của một số nguyên tố trong vỏ Trái Đất
Nguyên tố
Trị số
Clarke

Nguyên tố
Trị số
Clarke

Nguyên tố
Trị số
Clarke

Oxy – O 49,3 Fluor – F 0,03 Arsen – As 5. 10
– 4

Silic – Si 26,0 Bari – Ba 0,05 Urani – U 4. 10
– 4

Nitrogen (Nitơ)
–
N
0,4 Argon – Ar 4. 10
– 4

Nhôm – Al 7,45 Stronti – Sr 0,035 Thuỷ ngân – Hg

10
– 4

Sắt – Fe 4,20 Crom – Cr 0,03 Iod – I 10
– 4

Calci – Ca 3,25 Zircon – Zr 0,025 Germani – Ge 10
– 4

Natri – Na 2,4 Vanadi – V 0,02 Selen – Se 8. 10
– 5

Kali – K 2,35 Nikel (Kền) – Ni 0,02 Antimon – Sb 5. 10
– 5

Magnesi – Mg 2,35 Kẽm – Zn 0,02 Niobi – Nb 3,2. 10

– 5

Bor – B 0,01 Tantal – Ta 2,4. 10
– 5

Hydro – H 1 Đồng – Cu 0,01 Bạch kim – Pt 2. 10
– 5

Titan – Ti 0,61 Bismut – Bi 10
– 5

Carbon – C 0,35 Thiếc – Sn 0,003 Bạc – Ag 10
– 5

Clor – Cl 0,20 Wonfram – W 0,007 Indi – In 10
– 5

Phosphor – P 0,12 Beryli – Be 0,003
Lưu huỳnh – S 0,10 Cobalt – Co 0,002
Mangan – Mn 0,10 Chì – Pb 0,0016
Molybden – Mo 0,001
Brom – Br 0,001
Thori – Th 0,001
(Nguyễn Văn Chiển 1967)
Thành phần của thạch quyển, thuỷ quyển, khí quyển thay đổi tuỳ thuộc vào tác
động tương hỗ với manti, quá trình sinh hoá cũng tác động biến đổi hàm lượng nhiều
nguyên tố trong vỏ Trái Đất và khí quyển, trước hết là oxy, carbon, nitrogen (nitơ).

2. Khái niệm cơ bản về tinh thể học
Trước đây, thuật ngữ “tinh thể” dành cho các khoáng vật có dạng những đa diện.

Các hình khối này bao gồm các mặt phẳng gọi là mặt tinh thể học. Ngay từ cuối thế kỷ
18, Hauy đã cho rằng hình thái đều đặn này chỉ là hệ quả của vật chất sắp xếp một cách
tuần hoàn. Đầu thế kỷ 20, Von Laue và Bragg đã vận dụng các phương pháp nhiễu xạ tia
X vào việc nghiên cứu sự phân bố các nguyên tử trong tinh thể.
Sự sắp xếp ba chiều tuần hoàn của các nguyên tử, các ion và các tập hợp phức tạp
hơn có thể coi như sự trùng hợp của một mẫu hình
*
đặc biệt theo ba chiều không gian.
2.1. Hình đơn
Mặt tinh thể có vị trí được xác định bằng hệ trục toạ độ xyz (H.1). Hướng của
một mặt tinh thể (tức là mặt đặc biệt dày đặc nguyên tử) có thể xác định bằng ba

*
Mẫu hình (motif) gồm một hay nhiều nguyên tử phân bố theo một trật tự nhất định; mẫu hình thường tương
ứng với một ô mạng (xem mục 2.1.2 và 2.2.3).
3

điểm nằm trên Ox, Oy, Oz và đặc trưng lần lượt bằng các đoạn tại gốc toạ độ a/h,
b/k và c/l, hkl là ba số nguyên thường nhỏ hơn 10. Theo quy định Miller, h, k, l là
ba số nguyên nhỏ nhất có thể; chúng nằm trong ngoặc đơn: (hkl) và là ký hiệu của
mặt tinh thể. Nếu đặt a/h-1/2;b/k=1/2; c/l=1/2, mặt đã cho có ký hiệu (222), sau khi
tối giản thành những số nguyên nhỏ nhất có thể, ký hiệu sẽ là (111) (H. 2).
Ví dụ, các mặt của một hình lập phương được ký hiệu lần lượt là (100), (010),
(001), (100), (010) và (001) (H. 3).
Khi một tinh thể cắt một trục ở đầu âm thì chỉ số tương ứng sẽ mang nét ngang
trên đầu. Những mặt khác nhau này suy ra từ một mặt cho trước nhờ các phép đối
xứng cho ta một hình đơn, ký hiệu là {100}.

A
B

C
O
x
y
z
a
b
c

Hình 1.
Hệ trục tọa độ trong tinh thể

A
B
C
x
y
z
A’
B’
C’
a
/
2
b/
c
/
2

Hình 2

Ký hiệu của mặt tinh thể trong hệ trục tọa độ
x.y.z
Z
Y
X
Z
Y
X
Z
Y
X
Z
Y
X
Z
Y
X
(100)
(110)
(100)
(111)
(200)

Hình 3.
Ký hiệu của các mặt thuộc một hình lập phương
4

Dạng ngoài của một tinh thể luôn bộc lộ một sự đối xứng riêng, nó bao gồm các mặt
{hkl} do mặt (hkl) lặp lại nhiều lần bằng các phép đối xứng. Trong hệ lập phương mặt
(111) tự lặp lại tám lần và cho một hình tám mặt {111}; mặt (221) lặp lại ba lần trên mỗi

đỉnh, tức là 24 lần trên tám đỉnh của hình lập phương, đó là hình tám mặt ba tam giác
(24 mặt) (H. 4).
Mỗi khoáng vật có một hay nhiều dạng thường gặp hay dạng quen, ví dụ calcit chủ
yếu có dạng hình mặt thoi, còn thạch anh có dạng lăng trụ và tháp ở hai đầu. Trong đá
it khi gặp những khoáng vật có dạng ngoài đều đặn; chỉ khoáng vật hình thành đầu tiên
trong dung nham mới có điều kiện để tinh thể phát triển cân đối (ví dụ, tinh thể thạch
anh trong ryolit).

(221)
(111)

Hình 4.
Các loại mặt trong khối lập phương
a
X
b
Y
Nót

Hình 5.
Mặt mạng xy, được xác định bằng
các bước tịnh tiến a, b và góc .
2.2. Ô mạng, mạng tinh thể và hệ tinh thể
Ô mạng và mạng tinh thể
Trong một tinh thể, nếu qua các nguyên tử (ion, tập hợp) tương đồng ta vạch
các đường thẳng, ta sẽ có một mạng ba chiều vô tận; gọi là mạng (tinh thể). Có thể
nhận thấy rằng đó là kết quả của sự lặp lại của một mẫu hình bằng phép tịnh tiến
theo ba chiều không gian. Mỗi mẫu hình tương ứng với một ô mạng. Khi ô mạng
được xây dựng trên ba vectơ
*


c,b,a ngắn nhất và cùng nhau tạo những góc , , 
gần 90
0
nhất, thì nó sẽ có tên là ô cơ sở (H.5).
Gọi nút mạng là điểm gặp nhau của ba trục a, b, c : ở đây có một nguyên tử (một
ion hay một tập hợp nguyên tử), ta thấy ô cơ sở chỉ chứa một nút mạng, các nút mạng
tại những đỉnh khác của ô mạng đều thuộc các ô cơ sở kề bên. Người ta có các ô mạng
cơ sở sau: Ô mạng lập phương; Ô mạng bốn phương; Ô mạng sáu phương; Ô mạng ba
phương; Ô mạng trực thoi; Ô mạng một nghiêng; Ô mạng ba nghiêng (H.7).

*
Ba vectơ

cba ,, còn gọi là ba bước tịnh tiến của các trục tọa độ.
5

Người ta gọi P (nguyên thủy) là ô
cơ sở có các nút mạng tại đỉnh, C
(tâm đáy) là ô cơ sở chứa thêm nút
mạng tại tâm các mặt trên và dưới F
(tâm mặt) là ô cơ sở chứa thêm các
nút mạng ở tâm của tất cả các mặt
(H.6) và sau chót I (tâm khối) có
thêm nút mạng tại tâm của ô mạng.
14 ô cơ sở (H.7) tiêu biểu cho 14 loại
mạng tinh thể. Mỗi ô này lặp lại bằng

các bước tịnh tiến của mạng để choán
hết không gian của mỗi loại mạng

Cl
Na
–
+

Hình 6.
Ô mạng của cấu trúc tinh thể halit (NaCl). Các ion
Cl
–
phân bố tại các nút của ô mạng lập phương tâm
mặt F (các ion Na
+
cũng vậy). Mỗi ion Na
+
có 6 ion
Cl
–
gần nhất vây quanh (Na
+
có số phối trí 6) tạo
thành hình phối trí bát diện
6

– Bảy hệ tinh thể
14 ô mạng cơ sở (Bảng 2) phân
chia thành 7 hệ tinh thể
*

. Trên
bảng 2 liệt kê các hệ tinh thể, mỗi
hệ có những tổ hợp yếu tố đối
xứng đặc trưng. Hệ lập phương có
tổ hợp đối xứng cao nhất (13 trục,
9 mặt và tâm) trong khi hệ ba
nghiêng chỉ có một tâm đối xứng.
– Các yếu tố đối xứng (H.8; 9)

P I F
P I
P C I F
P C P
R P
C¸c « m¹ng cña hÖ lËp ph¬ng
C¸c « m¹ng cña hÖ bèn ph¬ng
C¸c « m¹ng
cña hÖ trùc thoi
Hai « m¹ng cña hÖ mét
nghiªng vµ mét « m¹ng
cña hÖ ba nghiªng
(bªn ph¶i)
Mét « m¹ng cña hÖ ba ph¬ng
(bªn tr¸i) vµ mét « m¹ng chung
cña hÖ ba ph¬ng vµ s¸u ph¬ng
Hình 7.
Mười bốn ô mạng Bravais
Để mô tả tính đối xứng, mức độ đối xứng của tinh thể người ta dùng những yếu tố đối
xứng. Đó là một điểm, một mặt phẳng hay một đường thẳng mà qua nó (đối với điểm
hoặc mặt) hoặc quanh nó (đối với đường) các phần tử bằng nhau lặp lại theo một quy

luật. Tâm đối xứng, ký hiệu C, là một điểm mà một đường thẳng bất kỳ qua nó bao giờ
cũng cắt hình ở hai điểm cách đều ở hai bên nó. Một đa diện có tâm C khi một mặt bất
kỳ của đa diện có một mặt tương xứng nằm ở phía xuyên tâm, song song, bằng nhau và
trái chiều đối với nhau (H.8 a, b, c). Mặt đối xứng P chia hình làm hai phần bằng nhau
và mỗi phần như ảnh của phần kia qua mặt gương P (H.8e).
Trục đối xứng Ln (với n là một số nguyên) hay trục xoay (H.9) là một đường thẳng
khi quay quanh nó các phần bằng nhau của hình được lặp lại một cách đều đặn. Khi
quay hình quanh trục đủ một vòng (360
0
) bao giờ hình cũng chiếm những vị trí tương tự

*
Người ta phân biệt ô cơ sở của các hệ khác nhau bằng tương quan độ lớn các cạnh a, b, c và các góc
,, cũng như số góc vuông của ô.
Hệ ba nghiêng:       90
o

Hệ một nghiêng:    =  = 90
o
a  b  c
Hệ trực thoi:  =  =  = 90
o

Hệ ba phương :  =  = 90
O
; a = b  c,  = 120
o
;  =  =   90
O
;

a = b = c

Hệ sáu phương:  =  = 90
o
;

a = b  c;  = 120
o

Hệ bốn phương:  =  =  = 90
o
; a = b  c
Hệ lập phương:  =  =  = 90
o
; a = b = c
Điều này liên quan đến đối xứng của tinh thể.
7

v trớ u tiờn mt s nguyờn n ln; n c gi l bc ca trc; nu gi gúc ny l thỡ ta
cú: = 360
0
: n.
Bng 2.
By h tinh th
H tinh th Trc i xng Mt i xng Tõm i xng
Ba nghiờng L
1
C

Mt nghiờng L
2
P C
Trc Thoi L
2
; L
2
‘ ; L
2
” P ; P’ ; P” C
Bn phng L
4
; 2L
2
‘ ; 2L
2
” P ; 2P’ ;2P” C
Sỏu phng L
6
; 3L
2
‘ ; 3L
2
” P ; 3P’ ; 3P” C
Ba phng L
3
; 3L
2
‘ 3P’ C
Lp phng 3L

4
; 4L
3
; 6L
2
‘ 3P ; 6P’ C

M
N
a
b
c
e
g
A B
C
D
P2
P1
A
B
C
D
E
Q
Một số hình có tâm đối xứng (a, b, c) và không có tâm đối xứng (d)
Hình chữ nhật ABCD có 2 mặt phẳng đối xứng P1 và P2
AQ không phải là mặt đối xứng
C

Hỡnh8.
Tõm i xng C v mt phng i xng P
Cỏc yu t i xng ca mt a din tinh th u i qua tõm ca nú, chỳng liờn quan
vi nhau, mi yu t i xng cú tỏc dng lm cho cỏc yu t i xng cũn li trựng li
vi chớnh nú hay vi nhng yu t i xng cựng loi.
Riờng trc bc hai v mt phng i xng cú th tn ti thnh nhiu loi trong
mt a din tinh th. Chng hn, 3 trc bc hai, hay 3 mt i xng trong h trc thoi
l thuc cỏc loi khỏc nhau: L
2
, L
2
, L
2
v P, P, P. Trc (hay mt) loi ny khụng
th trựng vi trc (hay mt) loi kia.
L
2
L
3
L
4
L
6
L
8

Hỡnh 9.
8

Một số hình có trục đối xứng (vuông góc với mặt hình vẽ)

Đọc thêm
2.3. Các dạng liên kết trong tinh thể
Vật rắn kết tinh theo các mẫu hình lặp lại trong không gian; mẫu hình này lại từ
những ion, nguyên tử hay phân tử kết tụ lại bằng mối liên kết các loại mạnh yếu
khác nhau. Trong thể vô định hình, các tập hợp nguyên tử không phân bố tuần hoàn
như thế.
Trong một chất với dạng liên kết ion, các ion có được là do sự chuyển dời điện
tử từ nguyên tử này sang nguyên tử khác. Ví dụ, trong sự kết hợp của Na và Cl:
Na  Na
+
+ e
’
và Cl + e
’
 Cl
’
(H.10)
Theo Pauling, một nguyên tử có khuynh hướng thu nhận điện tử thì gọi là
nguyên tử điện tích âm (mang điện âm). Cl là nguyên tử điện tích âm, một anion và
mang dấu âm (-) Na gọi là nguyên tử điện tích dương, một cation mang dấu dương
(+).
Cl
–
Na
+
Na =1s 2s 2p
+ 2 2 6
Cl =1s. 2s 2p 3s 3p

– 2 2 6 2 6
B¸n kÝnh ion 1.81 A
o
B¸n kÝnh ion 0.80 A
o

Hình 10.
Cấu hình điện tử của ion Na
+
và Cl
–
.

Hình 11.
Sơ đồ mật độ điện tử của NaCl. Ion Na
+
có
kích thước nhỏ hơn.

Hình 12.
Cấu trúc tinh thể kim cương (C phối trí 4)

Hình 13.
Cấu trúc tinh thể graphit (C phối trí 3)
9

– Tinh thể với dạng liên kết khí trơ (H.14a)
Lấy ví dụ tinh thể argon (trong suốt và nóng chảy ở 84
o
K) là tính thể đơn giản

nhất, có lớp ngoài cùng đầy đủ điện tử; các nguyên tử này xếp chặt theo luật xếp cầu
lập phương để tạo thành tinh thể. Mối liên kết này rất yếu và có được là do các lực
Van der Waals liên quan với sự biến động về phân bố điện tử, khác đi chút ít so với sự
phân bố trong các nguyên tử tự do.
– Tinh thể với dạng liên kết ion (H.14b)
Bằng phương pháp nhiễu xạ tia X có thể xác nhận NaCl do các ion tập hợp thành.
Mật độ điện tử của tinh thể này cho thấy có hai nhóm cầu với hai số lượng điện tử đặc
trưng: 10 của Na
+
và 16 của Cl
–
(H.11). Sự liên kết của cấu trúc bằng lực hút tĩnh điện
khiến các ion trái dấu (Na
+
và Cl
–
) tiếp cận nhau. Lúc này có sự giao nhau giữa các quỹ
đạo điện tử riêng của hai ion và xuất hiện lực đẩy. Cấu trúc này trở nên bền vững khi
tổng hợp các lực đối nhau bằng 0.
Năng lượng cần thiết để tách một điện tử khỏi một nguyên tử hay một ion gọi là
năng lượng ion hóa và đo bằng electron-von (eV). Ngược lại, năng lượng toả ra khi
một điện tử cố định vào một nguyên tử hay một ion thì gọi là ái lực điện tử và cũng
thể hiện bằng eV. Trong tinh thể ion, một ion liên kết với mọi ion trái dấu. Do có các
mối liên kết này nên năng lượng cần thiết để một tinh thể ion bay hơi hết là rất lớn.
Tinh thể loại này thường rắn và dễ vỡ.
– Tinh thể với dạng liên kết đồng hóa trị (H.14d)
Các nguyên tử trong tinh thể loại này liên kết nhau bằng các đôi điện tử. Trong tinh
thể kim cương, mỗi nguyên tử carbon (có lớp điện tử ngoài cùng gồm 4 điện tử) liên
kết với 4 nguyên tử gần kề ở đỉnh một tứ diện. Lớp điện tử ngoài cùng của một
nguyên tử lúc đó sẽ bão hòa với 8

10

điện tử. Trong trường hợp kim cương
(H.12) mọi nguyên tử C liên kết với
nhau theo cả ba chiều không gian,
trong khi ở trường hợp graphit (H.13),
mỗi nguyên tử C chỉ liên kết với 3
nguyên tử gần nhất cùng mặt phẳng.
Tinh thể được tạo nên từ những lớp,
nguyên tử C khác lớp liên kết nhau
bằng lực hút dạng Van der Waals.
Đồng hóa trị là dạng liên kết định
hướng, đây là liên kết năng lượng lớn
có thể so sánh với năng lượng của liên
kết ion. Nó thuộc các chất rất rắn và
không biến dạng được.

Cl
–
Na
+
Na
+
N a
+
N a
+
Cl
–
Cl

–
Cl
–
Cl
–
A A
A A
A
A
A
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
Na
+
C
C
C
a b
c d

Hình14.
Các liên kết trong tinh thể: a) các nguyên tử
argon liên kết yếu bằng lực Van der Waals;
b) các ion trái dấu liên kết bằng lực hút tĩnh

điện trong clorur natri; c) các ion dương của
kim loại natri chìm ngập trong đám mây điện
tử ; d) sự giao hòa giữa các đám mây điện tử
carbon trung hòa.
– Tinh thể với dạng liên kết kim loại (H.14c).
Tinh thể kim loại được cấu trúc từ một tập hợp các ion dương chìm ngập
trong một đám mây điện tử tự do không gắn riêng với nguyên tử nào. Đây
không phải là những liên kết định hướng.
– Các mối liên kết cùng tồn tại trong một cấu trúc tinh thể
Chất phân tử mà chỉ chứa một dạng liên kết là trường hợp ngoại lệ. Các nguyên tử
khác nhau của loại cấu trúc này tập hợp nhau bằng những liên kết khác loại. Như thế,
cần làm rõ vai trò của mỗi loại liên kết trong một cấu trúc tinh thể. Người ta đã xác lập
tỷ lệ phần trăm giữa liên kết ion và liên kết hóa trị, những liên kết hóa học chính yếu
có trong tự nhiên, bằng cách đưa vào sử dụng giá trị điện âm. Khái niệm này cho thấy
khuynh hướng thu nạp của một nguyên tử đối với điện tử khi nó liên kết trong một
hợp chất.
Nếu hai nguyên tố có giá trị điện âm rất khác nhau, tức là nguyên tố này rất dễ
mất một điện tử, nguyên tố kia dễ thu điện tử ấy, thì liên kết này là dạng ion. Còn nếu
nguyên tố có hai khuynh hướng (thu và mất điện tử) như nhau thì các nguyên tố này
sẽ dùng chung điện tử và mối liên kết có dạng cộng hóa trị. Ta lấy Si và O là hai
nguyên tố phổ biến làm ví dụ. Giá trị điện âm của chúng chênh lệch khoảng 1,7
11

(Bảng 3.), thì mối liên kết Si-O sẽ là 50% ion và 50% đồng hóa trị (H.15) trong SiO
2
.
Dạng liên kết phức hợp này có ý nghĩa hàng đầu trong nghiên cứu thạch học.

Bảng 3. Giá trị điện âm (eV) một số nguyên tố
C

2,5
O
3,5
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
S
2,5
K
0,8
Ca
1,0
Fe
1,6
Cu
1,9

0 1 2 3
Hình15.
Tỷ lệ phần trăm của liên kết ion phụ
thuộc vào độ chênh lệch giá trị điện âm.
Pauling đã nhận xét rằng giữa hai nguyên tố có một mối liên quan giữa sự chênh
lệch về giá trị điện âm và bản chất dạng liên kết của chúng (ion hay đồng hóa trị). Khi
độ chênh lệch thấp thì mối liên kết ngả về đồng hóa trị; ngược lại, khi nó tăng cao thì
liên kết có đặc điểm ion mạnh. (xem đường cong ở Hình15). Trong một khoáng vật

mọi mối liên kết không đồng nhất như nhau và trong khi một số liên kết có thể bị phá
bỏ thì một số khác lại được bảo tồn.
2.4. Bán kính nguyên tử và ion
– Số phối trí
Trong vật rắn, cation vây quanh anion và ngược lại. Mỗi ion có xu hướng thu
hút số lớn nhất các ion trái dấu quanh nó. Số ion trái dấu gần nhất vay quanh một
ion gọi là số phối trí của nó. Nó sẽ như nhau đối với anion và cation nếu chúng cùng
có số lượng như nhau trong tinh thể (ví dụ ở NaCl); nó sẽ khác nhau nếu số lượng
ion dương và âm khác nhau (ví dụ ở CaCl
2
). Số phối trí liên quan tới kích thước
tương đối của các ion.
– Bán kính nguyên tử
Có thể đo khoảng cách giữa hai nguyên tử (hay hai ion) bằng phương pháp
nhiễu xạ tia X với độ chính xác cao. Những giá trị nhận được phụ thuộc vào cấu
trúc tinh thể mà nguyên tử hay ion này tham gia. Bán kính nguyên tử của kim loại
Na bằng một nửa khoảng cách Na – Na, tức là 1,86 Å. Bán kính của F trong fluor
khí bằng 0,72 Å. Nếu dùng các giá trị này người ta sẽ nhận được 2,58 Å cho giá trị
khoảng cách nguyên tử trong NaF. Trong khi đó, bằng nhiễu xạ tia X người ta đo
được 2,32 Å. Nếu ta lấy bán kính các ion với vỏ ngoài bão hoà điện tử (với hình
thái vỏ điện tử của khí trơ, xem bảng sau), ta sẽ nhận được:
50
100

Độ chênh lệch
giá trị điện âm
12

r
Na

+ + r
F
– = 0,98 + 1,33 = 2,31 Å rất gần với giá trị vừa có (r là bán kính).
Người ta gọi bán kính chuẩn của một ion là bán kính của nguyên tố tương ứng
trong cấu hình điện tử của khí hiếm.
Bảng 4. Bán kính chuẩn của một số ion ở hình thái vỏ điện tử của khí hiếm
Nguyên tử Na K Cs Mg Ca Ti Al Si O F Cl
Bán kính Å 0,98 1,33 1,67 0,65 0,94 0,60 0,45 0,38 1,46 1,33 1,81
– Bán kính ion và liên kết ion
Bán kính cho ta một ý niệm đúng đắn về kích thước của ion trong tinh thể ion.
Hơn nữa, có thể giải thích khoảng cách D giữa các ion, lưu ý số phối trí. Ta có: D =
R
C
+ R
A
+ 
n

(R
C
là bán kính của cation, R
A
là bán kính của anion và 
n
hiệu chỉnh liên quan số phối
trí).
Bảng 5. Hiệu chỉnh 
n
cho khoảng cách nguyên tử
Số phối trí 1 2 3 4 5 6 7 8

Hiệu chỉnh 
n
, Å
– 0,50

– 0,31

– 0,19

– 0,11

– 0,05

0
+
0,04
+
0,08

2.5. Các quy tắc thực nghiệm Pauling
Các quy tắc thực nghiệm Pauling đã được xác lập cho các tính thể ion và được
áp dụng cho số lớn khoáng vật như sau.
– Đa diện phối trí. Trong một khoáng vật anion tập hợp quanh cation theo
phương thức hình học ổn định, tạo nên đa diện phối trí (H.16). Một tam giác, khi ba
anion vây quanh cation nằm trong một mặt phẳng; ví dụ [CO
3
]
2-
,

– Một tứ diện, khi ba anion nằm cùng mặt phẳng, anion thứ tư ở ngoài mặt
phẳng; ví dụ [SiO
4
]
4

– Một bát diện, nếu 4 anion nằm cùng một mặt phẳng, 2 anion nằm hai phía của
mặt phẳng; ví dụ Na
+
Cl
–
.
– Một lập phương; ví dụ Cs
+
Cl
–
.
Trong một đa diện phối trí, khoảng ngắn nhất phân cách nhân anion với
nhân cation thì bằng tổng bán kính các ion. Người ta ngầm hiểu ion có dạng
cầu.
13

– Tập hợp đa diện phối trí. Trong một tinh thể, các đa diện phối trí thường tập
hợp với nhau. ở trường hợp tứ diện (H.17), chúng không tập hợp bằng một mặt
chung (c), ít khi bằng một cạnh chung (b) mà thường qua đỉnh chung (a).
Nếu chúng có mặt chung, thì khoảng
cách giữa các cation trung tâm của hai đa
diện kề nhau sẽ ngắn hơn khoảng cách từ
cation đến anion trong cùng đa diện. Từ đó
có một lực đẩy, nó càng mạnh nếu cation

trung tâm có hóa trị càng lớn và số anion
vây quanh cation càng nhỏ. Đa diện phối trí
tứ diện của Si rất thường gặp trong tự nhiên,
chúng thường tập hợp qua đỉnh chung, chứ
không bằng cạnh chung hay mặt chung.

a
b
c

Hình17.
Các tập hợp tứ diện
[CO ]
3
2-
[SiO ]
4
4-
Na Cl
+ –
Cs Cl
+ –
0,155
0,225
0,414
0,732
1,000
3
4
6

8
GÝa trÞ tíi h¹n
r C
+
r A
–
Sè
phèi
trÝ

Hình16.
Các đa diện phối trí phụ thuộc vào tỷ lệ bán kính ion
(r) giữa cation (C
+
) và anion (Å)

– Bản chất ion phối trí. Trong một đa diện phối trí nhất định, ion bản chất khác
nhau thường có số lượng nhỏ. Ví dụ, vây quanh một cation Si
4+
thường là 4 anion
oxy, chứ không phải là 2 oxy, 1 fluor và một nhóm hydroxyl. Người ta cũng nhận
thấy lớp silicat chỉ chứa chừng một tá nguyên tố hóa học, một khoáng vật chỉ chứa
trung bình 5 hay 6 nguyên tố.
14

Phụ lục

Hình 18. Một số hệ tinh thể

Hình 19. Tinh thể khoáng vật Almadin Hình 20. Tinh thể khoáng vật Analcim

Hình 21. Tinh thể khoáng vật pyrit Hình 22. Tinh thể calcite

238 có chukỳ bán huỷ là 4,5. 10 năm, U235 – 7,10 năm. Như vậy trước kia 700 triệu năm U235gấp đôi lúc bấy giờ, còn cách đây 2 tỷ năm lượng U235gấp đến 6 lần so với lúc bấy giờ. Bảng 1. Trị số Clarke khối lượng của một số nguyên tố trong vỏ Trái ĐấtNguyên tốTrị sốClarkeNguyên tốTrị sốClarkeNguyên tốTrị sốClarkeOxy – O 49,3 Fluor – F 0,03 Arsen – As 5. 10 – 4S ilic – Si 26,0 Bari – Ba 0,05 Urani – U 4. 10 – 4N itrogen ( Nitơ ) 0,4 Argon – Ar 4. 10 – 4N hôm – Al 7,45 Stronti – Sr 0,035 Thuỷ ngân – Hg10 – 4S ắt – Fe 4,20 Crom – Cr 0,03 Iod – I 10 – 4C alci – Ca 3,25 Zircon – Zr 0,025 Germani – Ge 10 – 4N atri – Na 2,4 Vanadi – V 0,02 Selen – Se 8. 10 – 5K ali – K 2,35 Nikel ( Kền ) – Ni 0,02 Antimon – Sb 5. 10 – 5M agnesi – Mg 2,35 Kẽm – Zn 0,02 Niobi – Nb 3,2. 10 – 5B or – B 0,01 Tantal – Ta 2,4. 10 – 5H ydro – H 1 Đồng – Cu 0,01 Bạch kim – Pt 2. 10 – 5T itan – Ti 0,61 Bismut – Bi 10 – 5C arbon – C 0,35 Thiếc – Sn 0,003 Bạc – Ag 10 – 5C lor – Cl 0,20 Wonfram – W 0,007 Indi – In 10 – 5P hosphor – P 0,12 Beryli – Be 0,003 Lưu huỳnh – S 0,10 Cobalt – Co 0,002 Mangan – Mn 0,10 Chì – Pb 0,0016 Molybden – Mo 0,001 Brom – Br 0,001 Thori – Th 0,001 ( Nguyễn Văn Chiển 1967 ) Thành phần của thạch quyển, thuỷ quyển, khí quyển biến hóa tuỳ thuộc vào tácđộng tương hỗ với manti, quy trình sinh hoá cũng ảnh hưởng tác động biến hóa hàm lượng nhiềunguyên tố trong vỏ Trái Đất và khí quyển, trước hết là oxy, carbon, nitrogen ( nitơ ). 2. Khái niệm cơ bản về tinh thể họcTrước đây, thuật ngữ ” tinh thể ” dành cho những khoáng vật có dạng những đa diện. Các hình khối này gồm có những mặt phẳng gọi là mặt tinh thể học. Ngay từ cuối thế kỷ18, Hauy đã cho rằng hình thái đều đặn này chỉ là hệ quả của vật chất sắp xếp một cáchtuần hoàn. Đầu thế kỷ 20, Von Laue và Bragg đã vận dụng những giải pháp nhiễu xạ tiaX vào việc điều tra và nghiên cứu sự phân bổ những nguyên tử trong tinh thể. Sự sắp xếp ba chiều tuần hoàn của những nguyên tử, những ion và những tập hợp phức tạphơn hoàn toàn có thể coi như sự trùng hợp của một mẫu hìnhđặc biệt theo ba chiều khoảng trống. 2.1. Hình đơnMặt tinh thể có vị trí được xác lập bằng hệ trục toạ độ xyz ( H. 1 ). Hướng củamột mặt tinh thể ( tức là mặt đặc biệt quan trọng rậm rạp nguyên tử ) hoàn toàn có thể xác lập bằng baMẫu hình ( motif ) gồm một hay nhiều nguyên tử phân bổ theo một trật tự nhất định ; mẫu hình thường tươngứng với một ô mạng ( xem mục 2.1.2 và 2.2.3 ). điểm nằm trên Ox, Oy, Oz và đặc trưng lần lượt bằng những đoạn tại gốc toạ độ a / h, b / k và c / l, hkl là ba số nguyên thường nhỏ hơn 10. Theo lao lý Miller, h, k, l làba số nguyên nhỏ nhất hoàn toàn có thể ; chúng nằm trong ngoặc đơn : ( hkl ) và là ký hiệu củamặt tinh thể. Nếu đặt a / h-1 / 2 ; b / k = 1/2 ; c / l = 1/2, mặt đã cho có ký hiệu ( 222 ), sau khitối giản thành những số nguyên nhỏ nhất hoàn toàn có thể, ký hiệu sẽ là ( 111 ) ( H. 2 ). Ví dụ, những mặt của một hình lập phương được ký hiệu lần lượt là ( 100 ), ( 010 ), ( 001 ), ( 100 ), ( 010 ) và ( 001 ) ( H. 3 ). Khi một tinh thể cắt một trục ở đầu âm thì chỉ số tương ứng sẽ mang nét ngangtrên đầu. Những mặt khác nhau này suy ra từ một mặt cho trước nhờ những phép đốixứng cho ta một hình đơn, ký hiệu là { 100 }. Hình 1. Hệ trục tọa độ trong tinh thểA’B ‘ C’b / Hình 2K ý hiệu của mặt tinh thể trong hệ trục tọa độx. y. z ( 100 ) ( 110 ) ( 100 ) ( 111 ) ( 200 ) Hình 3. Ký hiệu của những mặt thuộc một hình lập phươngDạng ngoài của một tinh thể luôn thể hiện một sự đối xứng riêng, nó gồm có những mặt { hkl } do mặt ( hkl ) lặp lại nhiều lần bằng những phép đối xứng. Trong hệ lập phương mặt ( 111 ) tự lặp lại tám lần và cho một hình tám mặt { 111 } ; mặt ( 221 ) lặp lại ba lần trên mỗiđỉnh, tức là 24 lần trên tám đỉnh của hình lập phương, đó là hình tám mặt ba tam giác ( 24 mặt ) ( H. 4 ). Mỗi khoáng vật có một hay nhiều dạng thường gặp hay dạng quen, ví dụ calcit chủyếu có dạng hình mặt thoi, còn thạch anh có dạng lăng trụ và tháp ở hai đầu. Trong đáit khi gặp những khoáng vật có dạng ngoài đều đặn ; chỉ khoáng vật hình thành đầu tiêntrong dung nham mới có điều kiện kèm theo để tinh thể tăng trưởng cân đối ( ví dụ, tinh thể thạchanh trong ryolit ). ( 221 ) ( 111 ) Hình 4. Các loại mặt trong khối lập phươngNótHình 5. Mặt mạng xy, được xác lập bằngcác bước tịnh tiến a, b và góc . 2.2. Ô mạng, mạng tinh thể và hệ tinh thểÔ mạng và mạng tinh thểTrong một tinh thể, nếu qua những nguyên tử ( ion, tập hợp ) tương đương ta vạchcác đường thẳng, ta sẽ có một mạng ba chiều vô tận ; gọi là mạng ( tinh thể ). Có thểnhận thấy rằng đó là tác dụng của sự tái diễn của một mẫu hình bằng phép tịnh tiếntheo ba chiều khoảng trống. Mỗi mẫu hình tương ứng với một ô mạng. Khi ô mạngđược thiết kế xây dựng trên ba vectơ    c, b, a ngắn nhất và cùng nhau tạo những góc , ,  gần 90 nhất, thì nó sẽ có tên là ô cơ sở ( H. 5 ). Gọi nút mạng là điểm gặp nhau của ba trục a, b, c : ở đây có một nguyên tử ( mộtion hay một tập hợp nguyên tử ), ta thấy ô cơ sở chỉ chứa một nút mạng, những nút mạngtại những đỉnh khác của ô mạng đều thuộc những ô cơ sở kề bên. Người ta có những ô mạngcơ sở sau : Ô mạng lập phương ; Ô mạng bốn phương ; Ô mạng sáu phương ; Ô mạng baphương ; Ô mạng trực thoi ; Ô mạng một nghiêng ; Ô mạng ba nghiêng ( H. 7 ). Ba vectơ    cba, , còn gọi là ba bước tịnh tiến của những trục tọa độ. Người ta gọi P ( nguyên thủy ) là ôcơ sở có những nút mạng tại đỉnh, C ( tâm đáy ) là ô cơ sở chứa thêm nútmạng tại tâm những mặt trên và dưới F ( tâm mặt ) là ô cơ sở chứa thêm cácnút mạng ở tâm của tổng thể những mặt ( H. 6 ) và sau chót I ( tâm khối ) cóthêm nút mạng tại tâm của ô mạng. 14 ô cơ sở ( H. 7 ) tiêu biểu vượt trội cho 14 loạimạng tinh thể. Mỗi ô này lặp lại bằngcác bước tịnh tiến của mạng để choánhết khoảng trống của mỗi loại mạngClNaHình 6. Ô mạng của cấu trúc tinh thể halit ( NaCl ). Các ionClphân bố tại những nút của ô mạng lập phương tâmmặt F ( những ion Nacũng vậy ). Mỗi ion Nacó 6 ionClgần nhất vây quanh ( Nacó số phối trí 6 ) tạothành hình phối trí bát diện – Bảy hệ tinh thể14 ô mạng cơ sở ( Bảng 2 ) phânchia thành 7 hệ tinh thể. Trênbảng 2 liệt kê những hệ tinh thể, mỗihệ có những tổng hợp yếu tố đốixứng đặc trưng. Hệ lập phương cótổ hợp đối xứng cao nhất ( 13 trục, 9 mặt và tâm ) trong khi hệ banghiêng chỉ có một tâm đối xứng. – Các yếu tố đối xứng ( H. 8 ; 9 ) P I FP IP C I FP C PR PC ¸ c « m¹ng cña hÖ lËp ph  ¬ ngC ¸ c « m¹ng cña hÖ bèn ph  ¬ ngC ¸ c « m¹ngcña hÖ trùc thoiHai « m¹ng cña hÖ métnghiªng vµ mét « m¹ngcña hÖ ba nghiªng ( bªn ph ¶ i ) Mét « m¹ng cña hÖ ba ph  ¬ ng ( bªn tr ¸ i ) vµ mét « m¹ng chungcña hÖ ba ph  ¬ ng vµ s ¸ u ph  ¬ ngHình 7. Mười bốn ô mạng BravaisĐể miêu tả tính đối xứng, mức độ đối xứng của tinh thể người ta dùng những yếu tố đốixứng. Đó là một điểm, một mặt phẳng hay một đường thẳng mà qua nó ( so với điểmhoặc mặt ) hoặc quanh nó ( so với đường ) những thành phần bằng nhau lặp lại theo một quyluật. Tâm đối xứng, ký hiệu C, là một điểm mà một đường thẳng bất kể qua nó bao giờcũng cắt hình ở hai điểm cách đều ở hai bên nó. Một đa diện có tâm C khi một mặt bấtkỳ của đa diện có một mặt tương ứng nằm ở phía xuyên tâm, song song, bằng nhau vàtrái chiều so với nhau ( H. 8 a, b, c ). Mặt đối xứng P chia hình làm hai phần bằng nhauvà mỗi phần như ảnh của phần kia qua mặt gương P ( H. 8 e ). Trục đối xứng Ln ( với n là một số nguyên ) hay trục xoay ( H. 9 ) là một đường thẳngkhi quay quanh nó những phần bằng nhau của hình được lặp lại một cách đều đặn. Khiquay hình quanh trục đủ một vòng ( 360 ) khi nào hình cũng chiếm những vị trí tương tựNgười ta phân biệt ô cơ sở của những hệ khác nhau bằng đối sánh tương quan độ lớn những cạnh a, b, c và những góc , ,  cũng như số góc vuông của ô. Hệ ba nghiêng :       90H ệ một nghiêng :    =  = 90 a  b  cHệ trực thoi :  =  =  = 90H ệ ba phương :  =  = 90 ; a = b  c,  = 120 ;  =  =   90 a = b = cHệ sáu phương :  =  = 90 a = b  c ;  = 120H ệ bốn phương :  =  =  = 90 ; a = b  cHệ lập phương :  =  =  = 90 ; a = b = cĐiều này tương quan đến đối xứng của tinh thể. v trớ u tiờn mt s nguyờn n ln ; n c gi l bc ca trc ; nu gi gúc ny l thỡ tacú : = 360 : n. Bng 2. By h tinh thH tinh th Trc i xng Mt i xng Tõm i xngBa nghiờng LMt nghiờng LP CTrc Thoi L ; L ‘ ; L ‘ ‘ P ; P ‘ ; P ‘ ‘ CBn phng L ; 2L ‘ ; 2L ‘ ‘ P ; 2P ‘ ; 2P ‘ ‘ CSỏu phng L ; 3L ‘ ; 3L ‘ ‘ P ; 3P ‘ ; 3P ‘ ‘ CBa phng L ; 3L ‘ 3P ‘ CLp phng 3L ; 4L ; 6L ‘ 3P ; 6P ‘ CA BP2P1Một số hình có tâm đối xứng ( a, b, c ) và không có tâm đối xứng ( d ) Hình chữ nhật ABCD có 2 mặt phẳng đối xứng P1 và P2AQ không phải là mặt đối xứngHỡnh8. Tõm i xng C v mt phng i xng PCỏc yu t i xng ca mt a din tinh th u i qua tõm ca nú, chỳng liờn quanvi nhau, mi yu t i xng cú tỏc dng lm cho cỏc yu t i xng cũn li trựng livi chớnh nú hay vi nhng yu t i xng cựng loi. Riờng trc bc hai v mt phng i xng cú th tn ti thnh nhiu loi trongmt a din tinh th. Chng hn, 3 trc bc hai, hay 3 mt i xng trong h trc thoil thuc cỏc loi khỏc nhau : L, L, Lv P, P, P. Trc ( hay mt ) loi ny khụngth trựng vi trc ( hay mt ) loi kia. Hỡnh 9. Một số hình có trục đối xứng ( vuông góc với mặt hình vẽ ) Đọc thêm2. 3. Các dạng link trong tinh thểVật rắn kết tinh theo những mẫu hình lặp lại trong khoảng trống ; mẫu hình này lại từnhững ion, nguyên tử hay phân tử kết tụ lại bằng mối link những loại mạnh yếukhác nhau. Trong thể vô định hình, những tập hợp nguyên tử không phân bổ tuần hoànnhư thế. Trong một chất với dạng link ion, những ion có được là do sự chuyển dời điệntử từ nguyên tử này sang nguyên tử khác. Ví dụ, trong sự phối hợp của Na và Cl : Na  Na + evà Cl + e  Cl ( H. 10 ) Theo Pauling, một nguyên tử có khuynh hướng thu nhận điện tử thì gọi lànguyên tử điện tích âm ( mang điện âm ). Cl là nguyên tử điện tích âm, một anion vàmang dấu âm ( – ) Na gọi là nguyên tử điện tích dương, một cation mang dấu dương ( + ). ClNaNa = 1 s 2 s 2 p + 2 2 6C l = 1 s. 2 s 2 p 3 s 3 p – 2 2 6 2 6B ¸ n kÝnh ion 1.81 AB ¸ n kÝnh ion 0.80 AHình 10. Cấu hình điện tử của ion Navà ClHình 11. Sơ đồ tỷ lệ điện tử của NaCl. Ion Nacókích thước nhỏ hơn. Hình 12. Cấu trúc tinh thể kim cương ( C phối trí 4 ) Hình 13. Cấu trúc tinh thể graphit ( C phối trí 3 ) – Tinh thể với dạng link khí trơ ( H. 14 a ) Lấy ví dụ tinh thể argon ( trong suốt và nóng chảy ở 84K ) là tính thể đơn giảnnhất, có lớp ngoài cùng rất đầy đủ điện tử ; những nguyên tử này xếp chặt theo luật xếp cầulập phương để tạo thành tinh thể. Mối link này rất yếu và có được là do những lựcVan der Waals tương quan với sự dịch chuyển về phân bổ điện tử, khác đi chút ít so với sựphân bố trong những nguyên tử tự do. – Tinh thể với dạng link ion ( H. 14 b ) Bằng chiêu thức nhiễu xạ tia X hoàn toàn có thể xác nhận NaCl do những ion tập hợp thành. Mật độ điện tử của tinh thể này cho thấy có hai nhóm cầu với hai số lượng điện tử đặctrưng : 10 của Navà 16 của Cl ( H. 11 ). Sự link của cấu trúc bằng lực hút tĩnh điệnkhiến những ion trái dấu ( Navà Cl ) tiếp cận nhau. Lúc này có sự giao nhau giữa những quỹđạo điện tử riêng của hai ion và Open lực đẩy. Cấu trúc này trở nên bền vững và kiên cố khitổng hợp những lực đối nhau bằng 0. Năng lượng thiết yếu để tách một điện tử khỏi một nguyên tử hay một ion gọi lànăng lượng ion hóa và đo bằng electron-von ( eV ). Ngược lại, nguồn năng lượng toả ra khimột điện tử cố định và thắt chặt vào một nguyên tử hay một ion thì gọi là ái lực điện tử và cũngthể hiện bằng eV. Trong tinh thể ion, một ion link với mọi ion trái dấu. Do có cácmối link này nên nguồn năng lượng thiết yếu để một tinh thể ion bay hơi hết là rất lớn. Tinh thể loại này thường rắn và dễ vỡ. – Tinh thể với dạng link đồng hóa trị ( H. 14 d ) Các nguyên tử trong tinh thể loại này link nhau bằng những đôi điện tử. Trong tinhthể kim cương, mỗi nguyên tử carbon ( có lớp điện tử ngoài cùng gồm 4 điện tử ) liênkết với 4 nguyên tử gần kề ở đỉnh một tứ diện. Lớp điện tử ngoài cùng của mộtnguyên tử lúc đó sẽ bão hòa với 810 điện tử. Trong trường hợp kim cương ( H. 12 ) mọi nguyên tử C link vớinhau theo cả ba chiều khoảng trống, trong khi ở trường hợp graphit ( H. 13 ), mỗi nguyên tử C chỉ link với 3 nguyên tử gần nhất cùng mặt phẳng. Tinh thể được tạo nên từ những lớp, nguyên tử C khác lớp link nhaubằng lực hút dạng Van der Waals. Đồng hóa trị là dạng link địnhhướng, đây là link nguồn năng lượng lớncó thể so sánh với nguồn năng lượng của liênkết ion. Nó thuộc những chất rất rắn vàkhông biến dạng được. ClNaNaN aN aClClClClA AA ANaNaNaNaNaa bc dHình14. Các link trong tinh thể : a ) những nguyên tửargon link yếu bằng lực Van der Waals ; b ) những ion trái dấu link bằng lực hút tĩnhđiện trong clorur natri ; c ) những ion dương củakim loại natri chìm ngập trong đám mây điệntử ; d ) sự giao hòa giữa những đám mây điện tửcarbon trung hòa. – Tinh thể với dạng link sắt kẽm kim loại ( H. 14 c ). Tinh thể sắt kẽm kim loại được cấu trúc từ một tập hợp những ion dương chìm ngậptrong một đám mây điện tử tự do không gắn riêng với nguyên tử nào. Đâykhông phải là những link khuynh hướng. – Các mối link cùng sống sót trong một cấu trúc tinh thểChất phân tử mà chỉ chứa một dạng link là trường hợp ngoại lệ. Các nguyên tửkhác nhau của loại cấu trúc này tập hợp nhau bằng những link khác loại. Như thế, cần làm rõ vai trò của mỗi loại link trong một cấu trúc tinh thể. Người ta đã xác lậptỷ lệ Xác Suất giữa link ion và link hóa trị, những link hóa học chính yếucó trong tự nhiên, bằng cách đưa vào sử dụng giá trị điện âm. Khái niệm này cho thấykhuynh hướng thu nạp của một nguyên tử so với điện tử khi nó link trong mộthợp chất. Nếu hai nguyên tố có giá trị điện âm rất khác nhau, tức là nguyên tố này rất dễmất một điện tử, nguyên tố kia dễ thu điện tử ấy, thì link này là dạng ion. Còn nếunguyên tố có hai khuynh hướng ( thu và mất điện tử ) như nhau thì những nguyên tố nàysẽ dùng chung điện tử và mối link có dạng cộng hóa trị. Ta lấy Si và O là hainguyên tố phổ cập làm ví dụ. Giá trị điện âm của chúng chênh lệch khoảng chừng 1,711 ( Bảng 3. ), thì mối link Si-O sẽ là 50 % ion và 50 % đồng hóa trị ( H. 15 ) trong SiODạng link phức tạp này có ý nghĩa số 1 trong điều tra và nghiên cứu thạch học. Bảng 3. Giá trị điện âm ( eV ) 1 số ít nguyên tố2, 53,5 Na0, 9M g1, 2A l1, 5S i1, 82,50,8 Ca1, 0F e1, 6C u1, 90 1 2 3H ình15. Tỷ lệ Tỷ Lệ của link ion phụthuộc vào độ chênh lệch giá trị điện âm. Pauling đã nhận xét rằng giữa hai nguyên tố có một mối tương quan giữa sự chênhlệch về giá trị điện âm và thực chất dạng link của chúng ( ion hay đồng hóa trị ). Khiđộ chênh lệch thấp thì mối link ngả về đồng hóa trị ; ngược lại, khi nó tăng cao thìliên kết có đặc thù ion mạnh. ( xem đường cong ở Hình15 ). Trong một khoáng vậtmọi mối link không như nhau như nhau và trong khi 1 số ít link hoàn toàn có thể bị phábỏ thì 1 số ít khác lại được bảo tồn. 2.4. Bán kính nguyên tử và ion – Số phối tríTrong vật rắn, cation vây quanh anion và ngược lại. Mỗi ion có khuynh hướng thuhút số lớn nhất những ion trái dấu quanh nó. Số ion trái dấu gần nhất vay quanh mộtion gọi là số phối trí của nó. Nó sẽ như nhau so với anion và cation nếu chúng cùngcó số lượng như nhau trong tinh thể ( ví dụ ở NaCl ) ; nó sẽ khác nhau nếu số lượngion dương và âm khác nhau ( ví dụ ở CaCl ). Số phối trí tương quan tới kích thướctương đối của những ion. – Bán kính nguyên tửCó thể đo khoảng cách giữa hai nguyên tử ( hay hai ion ) bằng phương phápnhiễu xạ tia X với độ đúng chuẩn cao. Những giá trị nhận được nhờ vào vào cấutrúc tinh thể mà nguyên tử hay ion này tham gia. Bán kính nguyên tử của kim loạiNa bằng 50% khoảng cách Na – Na, tức là 1,86 Å. Bán kính của F trong fluorkhí bằng 0,72 Å. Nếu dùng những giá trị này người ta sẽ nhận được 2,58 Å cho giá trịkhoảng cách nguyên tử trong NaF. Trong khi đó, bằng nhiễu xạ tia X người ta đođược 2,32 Å. Nếu ta lấy nửa đường kính những ion với vỏ ngoài bão hoà điện tử ( với hìnhthái vỏ điện tử của khí trơ, xem bảng sau ), ta sẽ nhận được : 50100 Độ chênh lệchgiá trị điện âm12Na + + r – = 0,98 + 1,33 = 2,31 Å rất gần với giá trị vừa có ( r là nửa đường kính ). Người ta gọi nửa đường kính chuẩn của một ion là nửa đường kính của nguyên tố tương ứngtrong thông số kỹ thuật điện tử của khí hiếm. Bảng 4. Bán kính chuẩn của một số ít ion ở hình thái vỏ điện tử của khí hiếmNguyên tử Na K Cs Mg Ca Ti Al Si O F ClBán kính Å 0,98 1,33 1,67 0,65 0,94 0,60 0,45 0,38 1,46 1,33 1,81 – Bán kính ion và link ionBán kính cho ta một ý niệm đúng đắn về kích cỡ của ion trong tinh thể ion. Hơn nữa, hoàn toàn có thể lý giải khoảng cách D giữa những ion, quan tâm số phối trí. Ta có : D = + R +  ( Rlà nửa đường kính của cation, Rlà nửa đường kính của anion và  hiệu chỉnh tương quan số phốitrí ). Bảng 5. Hiệu chỉnh  cho khoảng cách nguyên tửSố phối trí 1 2 3 4 5 6 7 8H iệu chỉnh , Å – 0,50 – 0,31 – 0,19 – 0,11 – 0,050,040,082. 5. Các quy tắc thực nghiệm PaulingCác quy tắc thực nghiệm Pauling đã được xác lập cho những tính thể ion và đượcáp dụng cho số lớn khoáng vật như sau. – Đa diện phối trí. Trong một khoáng vật anion tập hợp quanh cation theophương thức hình học không thay đổi, tạo nên đa diện phối trí ( H. 16 ). Một tam giác, khi baanion vây quanh cation nằm trong một mặt phẳng ; ví dụ [ CO2 — Một tứ diện, khi ba anion nằm cùng mặt phẳng, anion thứ tư ở ngoài mặtphẳng ; ví dụ [ SiO – Một bát diện, nếu 4 anion nằm cùng một mặt phẳng, 2 anion nằm hai phía củamặt phẳng ; ví dụ NaCl – Một lập phương ; ví dụ CsClTrong một đa diện phối trí, khoảng chừng ngắn nhất ngăn cách nhân anion vớinhân cation thì bằng tổng nửa đường kính những ion. Người ta ngầm hiểu ion có dạngcầu. 13 – Tập hợp đa diện phối trí. Trong một tinh thể, những đa diện phối trí thường tậphợp với nhau. ở trường hợp tứ diện ( H. 17 ), chúng không tập hợp bằng một mặtchung ( c ), ít khi bằng một cạnh chung ( b ) mà thường qua đỉnh chung ( a ). Nếu chúng xuất hiện chung, thì khoảngcách giữa những cation TT của hai đadiện kề nhau sẽ ngắn hơn khoảng cách từcation đến anion trong cùng đa diện. Từ đócó một lực đẩy, nó càng mạnh nếu cationtrung tâm có hóa trị càng lớn và số anionvây quanh cation càng nhỏ. Đa diện phối trítứ diện của Si rất thường gặp trong tự nhiên, chúng thường tập hợp qua đỉnh chung, chứkhông bằng cạnh chung hay mặt chung. Hình17. Các tập hợp tứ diện [ CO ] 2 – [ SiO ] 4 – Na Cl + – Cs Cl + – 0,1550,2250,4140,7321,000 GÝa trÞ tíi h¹nr Cr ASèphèitrÝHình16. Các đa diện phối trí nhờ vào vào tỷ suất nửa đường kính ion ( r ) giữa cation ( C ) và anion ( Å ) – Bản chất ion phối trí. Trong một đa diện phối trí nhất định, ion thực chất khácnhau thường có số lượng nhỏ. Ví dụ, vây quanh một cation Si4 + thường là 4 anionoxy, chứ không phải là 2 oxy, 1 fluor và một nhóm hydroxyl. Người ta cũng nhậnthấy lớp silicat chỉ chứa chừng một tá nguyên tố hóa học, một khoáng vật chỉ chứatrung bình 5 hay 6 nguyên tố. 14P hụ lụcHình 18. Một số hệ tinh thểHình 19. Tinh thể khoáng vật Almadin Hình 20. Tinh thể khoáng vật AnalcimHình 21. Tinh thể khoáng vật pyrit Hình 22. Tinh thể calcite

Source: https://vh2.com.vn
Category : Trái Đất