Lớp 12 · Hoá Học
Bài 18
Cấu tạo và liên kết trong tinh thể kim loại
Đặc điểm cấu tạo nguyên tử kim loại, phân loại nguyên tố kim loại theo khối (s, p, d, f), cấu trúc tinh thể và ba kiểu mạng tinh thể phổ biến, khái niệm – bản chất liên kết kim loại và cách giải thích các tính chất vật lí đặc trưng của kim loại.
1
Đặc điểm cấu tạo nguyên tử kim loại
▼
▸ Nguyên tử kim loại có 3 đặc điểm nổi bật so với phi kim cùng chu kì:
| Đặc điểm | Kim loại | Phi kim |
|---|---|---|
| Số e lớp ngoài cùng | 1, 2, 3 | 5, 6, 7 |
| Bán kính nguyên tử | Lớn | Nhỏ |
| Độ âm điện | Nhỏ | Lớn |
| Xu hướng | Nhường e → cation | Nhận e → anion |
💡
Cả ba đặc điểm (ít e ngoài cùng – bán kính lớn – độ âm điện nhỏ) đều dẫn tới cùng một hệ quả: nguyên tử kim loại dễ nhường electron để tạo thành ion dương (cation).
▸ Quá trình nhường electron của một số kim loại:
Tạo thành cation kim loại
$\text{Na} \rightarrow \text{Na}^+ + 1e \qquad \text{Mg} \rightarrow \text{Mg}^{2+} + 2e$
$\text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3e \qquad \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2e \;(\text{hoặc } \text{Fe}^{3+} + 3e)$
$\text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3e \qquad \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2e \;(\text{hoặc } \text{Fe}^{3+} + 3e)$
📏
Trong cùng một chu kì, từ trái sang phải điện tích hạt nhân tăng → lực hút hạt nhân với electron tăng → bán kính giảm dần và độ âm điện tăng dần. Ví dụ chu kì 3: bán kính $\text{r}_{\text{Na}} > \text{r}_{\text{Mg}} > \text{r}_{\text{Al}} > ... > \text{r}_{\text{Cl}}$ ; độ âm điện thì ngược lại, tăng từ Na đến Cl.
2
Phân loại nguyên tố kim loại theo khối (s, p, d, f)
▼
▸ Dựa vào phân lớp electron được điền cuối cùng, nguyên tố kim loại chia làm 4 khối:
| Khối | e cuối cùng điền vào | Ví dụ kim loại |
|---|---|---|
| Khối s | Phân lớp s | Li, Na, K (nhóm IA); Be, Mg, Ca, Ba (nhóm IIA) |
| Khối p | Phân lớp p | Al, Ga, Sn, Pb, ... |
| Khối d | Phân lớp d | Sc, Ti, Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, ... (kim loại chuyển tiếp) |
| Khối f | Phân lớp f | Họ Lanthanide, họ Actinide |
⚠️
Các khối s, d, f chỉ gồm kim loại, riêng khối p gồm cả kim loại và phi kim. Vì vậy không phải cứ thuộc khối p là phi kim — Al, Sn, Pb là kim loại khối p.
🔎 Ví dụ phân loại
Na ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$): e cuối ở phân lớp s → khối s.
Al ($...3s^2 3p^1$): e cuối ở phân lớp p → khối p (vẫn là kim loại).
Fe ($...3d^6 4s^2$): e cuối ở phân lớp d → khối d (kim loại chuyển tiếp).
3
Tinh thể kim loại: trạng thái và cấu trúc
▼
▸ Trạng thái ở điều kiện thường
🧊
Ở nhiệt độ phòng, hầu hết đơn chất kim loại ở thể rắn và có cấu tạo tinh thể. Ngoại lệ duy nhất là thuỷ ngân (Hg) ở thể lỏng.
▸ Cấu trúc tinh thể kim loại gồm 2 thành phần:
| Thành phần | Vị trí | Chuyển động |
|---|---|---|
| Ion dương kim loại | Ở các nút mạng tinh thể | Gần như đứng yên, chỉ dao động quanh vị trí cân bằng |
| Electron hoá trị | Xung quanh các nút mạng | Chuyển động tự do trong toàn bộ mạng tinh thể |
Mô hình tinh thể kim loại: ion dương (+) ở nút mạng, electron hoá trị chuyển động tự do bao quanh.
4
Ba kiểu mạng tinh thể kim loại phổ biến
▼
| Kiểu mạng | Độ đặc khít | Số phối trí | Ví dụ |
|---|---|---|---|
| Lập phương tâm khối | 68% | 8 | Li, Na, K, Ba, ... |
| Lập phương tâm diện | 74% | 12 | Ca, Sr, Cu, Ag, Au, ... |
| Lục phương | 74% | 12 | Be, Mg, Zn, ... |
Lập phương tâm khối
68%
8 đỉnh + 1 tâm khối
= 2 nguyên tử / ô
= 2 nguyên tử / ô
Lập phương tâm diện
74%
8 đỉnh + 6 tâm mặt
= 4 nguyên tử / ô
= 4 nguyên tử / ô
Lục phương
74%
xếp kiểu lục giác
đặc khít cao
đặc khít cao
▸ Số nguyên tử trong 1 ô mạng cơ sở (đỉnh tính $\dfrac{1}{8}$, tâm mặt tính $\dfrac{1}{2}$):
Cách đếm nguyên tử
Tâm khối: $8 \times \dfrac{1}{8} + 1 = 2$ nguyên tử
Tâm diện: $8 \times \dfrac{1}{8} + 6 \times \dfrac{1}{2} = 4$ nguyên tử
Tâm diện: $8 \times \dfrac{1}{8} + 6 \times \dfrac{1}{2} = 4$ nguyên tử
📌
Mạng lập phương tâm diện và lục phương có độ đặc khít cao nhất (74%); mạng lập phương tâm khối kém đặc khít hơn (68%).
Ô mạng cơ sở của ba kiểu mạng tinh thể kim loại phổ biến.
5
Liên kết kim loại: khái niệm và bản chất
▼
ĐỊNH NGHĨA
Liên kết kim loại là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các electron hoá trị tự do với các ion dương kim loại ở các nút mạng tinh thể.
▸ Bản chất ("biển electron"):
Nguyên tử KL
nhường
e hoá trị →
e hoá trị →
Ion dương + e tự do
| Đặc điểm bản chất liên kết kim loại |
|---|
| Nguyên tử kim loại nhường electron hoá trị → trở thành ion dương ở nút mạng. |
| Các electron hoá trị không thuộc riêng nguyên tử nào mà chuyển động tự do trong toàn mạng tinh thể (gọi là "biển electron"). |
| Lực hút tĩnh điện giữa ion dương và biển electron tự do tạo nên liên kết kim loại. |
Sơ đồ minh hoạ liên kết kim loại: ion dương (+) cố định, "biển electron" tự do bao quanh.
6
So sánh các loại liên kết và độ bền liên kết kim loại
▼
▸ So sánh 3 loại liên kết hoá học:
| Tiêu chí | Liên kết ion | Liên kết kim loại | Liên kết CHT |
|---|---|---|---|
| Bản chất | Lực hút tĩnh điện giữa cation và anion | Lực hút tĩnh điện giữa cation và e tự do | Dùng chung cặp electron |
| Nguyên tố | KL + Phi kim | KL + KL | Phi kim + Phi kim |
| Electron | Chuyển hẳn KL → PK | Tự do trong mạng | Dùng chung, định xứ |
| Ví dụ | NaCl, MgO | Na, Fe, Cu | $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{H}_2\text{O}$ |
🔗
Giống nhau giữa liên kết ion và liên kết kim loại: đều hình thành bởi lực hút tĩnh điện. Khác nhau: liên kết ion là giữa cation và anion, còn liên kết kim loại là giữa cation và electron tự do.
▸ Các yếu tố làm liên kết kim loại bền hơn:
| Yếu tố | Khi nào liên kết mạnh hơn? |
|---|---|
| Điện tích cation | Điện tích càng lớn → lực hút tĩnh điện càng mạnh |
| Bán kính cation | Bán kính càng nhỏ → khoảng cách nhỏ → lực hút mạnh |
| Số electron tự do | Số e tự do càng nhiều → số tương tác nhiều → bền hơn |
7
Ý nghĩa: giải thích tính chất vật lí của kim loại
▼
▸ Nhờ có electron tự do, liên kết kim loại giải thích được 4 tính chất vật lí đặc trưng:
| Tính chất | Giải thích dựa vào electron tự do |
|---|---|
| Tính dẫn điện | Electron tự do di chuyển có hướng dưới tác dụng của điện trường → tạo dòng điện. |
| Tính dẫn nhiệt | Electron tự do truyền năng lượng nhiệt từ vùng nóng sang vùng lạnh. |
| Tính dẻo | Khi tác dụng lực, các lớp ion dương trượt lên nhau nhưng vẫn được "giữ" bởi electron tự do nên không bị tách rời. |
| Ánh kim | Electron tự do phản xạ hầu hết ánh sáng nhìn thấy → kim loại có ánh kim. |
💧
Vì sao Hg ở thể lỏng? Do cấu hình electron đặc biệt ($[\text{Xe}]4f^{14}5d^{10}6s^2$), các electron 6s bị hút mạnh vào hạt nhân → liên kết kim loại của Hg rất yếu → Hg ở thể lỏng ngay điều kiện thường.
8
Phương pháp giải các dạng bài tập
▼
🧩 Dạng 1 — Viết cấu hình e & xác định vị trí kim loại
B1: Viết cấu hình e theo thứ tự mức năng lượng rồi sắp xếp lại theo lớp.
B2: Chu kì = số lớp e; Nhóm liên quan e hoá trị; Khối = phân lớp cuối cùng được điền e.
VD: Sc (Z = 21): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^1 4s^2$ → 2 e lớp ngoài cùng (4s), 1 e ở phân lớp 3d → chu kì 4, nhóm IIIB, khối d.
🧩 Dạng 2 — So sánh đặc điểm nguyên tử KL & phi kim
Cùng chu kì, từ trái sang phải: bán kính giảm, độ âm điện tăng.
Cùng nhóm, từ trên xuống: bán kính tăng, độ âm điện giảm, tính kim loại tăng.
VD: Sc, Ti, V, Cr cùng chu kì 4 → bán kính giảm dần $\text{r}_{\text{Sc}} > \text{r}_{\text{Ti}} > \text{r}_{\text{V}} > \text{r}_{\text{Cr}}$.
🧩 Dạng 3 — Nhận biết & so sánh các loại liên kết
KL + Phi kim → liên kết ion; KL + KL → liên kết kim loại; Phi kim + Phi kim → liên kết cộng hoá trị.
VD: NaCl → ion; Cu, Fe → kim loại; $\text{H}_2\text{O}$ → cộng hoá trị.
🧩 Dạng 4 — Giải thích tính chất kim loại theo cấu tạo
Dùng đặc điểm electron tự do để giải thích: dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim, trạng thái rắn.
VD: Kim loại ở thể rắn vì liên kết kim loại bền (lực hút giữa ion dương và biển electron tự do).
★
Tổng kết & ôn tập
▼
| Nội dung | Ghi nhớ nhanh |
|---|---|
| Nguyên tử KL | 1–3 e ngoài cùng, bán kính lớn, độ âm điện nhỏ → dễ nhường e |
| Phân loại khối | s, d, f chỉ có kim loại; p có cả kim loại và phi kim |
| Tinh thể | Rắn (trừ Hg lỏng); ion dương ở nút mạng, e tự do bao quanh |
| 3 kiểu mạng | LP tâm khối 68% (pt 8); LP tâm diện 74% (pt 12); lục phương 74% (pt 12) |
| Liên kết KL | Lực hút tĩnh điện giữa cation và e tự do (biển electron) |
| Ý nghĩa | e tự do → dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim |
📚
Muốn ôn lại lý thuyết đầy đủ, xem thêm công thức, mẹo ghi nhớ và ví dụ chi tiết, hãy đọc bài lý thuyết Bài 18 trên Edus.vn nhé!
Đọc bài chi tiết →
1
—
Điểm: 0/23
⚗️
Cùng luyện Bài 18 – Cấu tạo và liên kết trong tinh thể kim loại!
23 câu: 18 trắc nghiệm · 2 đúng/sai · 3 tự luận
🏆
Tuyệt vời!
0/23
💡 Gợi ý
ThS. Lê Thị Mai Nhi
(Người kiểm duyệt, ra đề)
Chức vụ: Trưởng ban biên soạn môn Hoá Học THPT
Trình độ: Thạc sĩ Hóa học, Chứng chỉ hạng II, Chứng chỉ STEM, Ngoại ngữ B1
Kinh nghiệm: 10+ năm kinh nghiệm tại Trường THPT Chuyên Nguyễn Huệ