Cristal ionique

Un cristal ionique est un cristal dont les liaisons entre atomes sont de nature essentiellement ionique. La plupart des oxydes et des halogénures sont des cristaux ioniques, tandis que, dans les silicates, la liaison entre le silicium et l'oxygène n'est pas entièrement ionique mais comprend une contribution covalente. Les règles de Pauling expliquent la stabilité des cristaux ioniques. Le chlorure de sodium et le sulfate de cuivre sont des exemples de cristaux ioniques.

Structures types[modifier | modifier le code]

Les ions sont typiquement empilés en structures cristallines régulières, dans un arrangement qui maximise l'attraction et minimise la répulsion par les forces de Coulomb. Pour les ions sphériques (ce qui inclut tous les ions monoatomiques), l'arrangement des anions dans ces systèmes est souvent relié à l'empilement compact de sphères de mêmes rayons, où les cations occupent les interstices. Selon la stœchiométrie du composé ionique, et la coordinence (principalement déterminée par le rapport des rayons ioniques des cations et des anions), quelques structures types sont souvent observées^[1].

Structures types des composés ioniques avec empilement compact des anions^[1]
Stœchiométrie	Coordination cation:anion	Sites interstitiels occupés	Empilement cubique à faces centrées	Empilement hexagonal compact
MX	6:6	tous les sites octaédriques	chlorure de sodium	arséniure de nickel
	4:4	un site tétraédrique sur deux	ZnS blende	ZnS wurtzite
M₂X	4:8	tous les sites tétraédriques	de type antifluorine : oxyde de lithium
MX₂	6:3	un site octaédrique sur deux (structure lamellaire, tous les sites octaédriques d'une couche sur deux)	chlorure de cadmium	iodure de cadmium
MX₃	6:2	un site octaédrique sur trois	chlorure de chrome(III)^[2]	iodure de bismuth(III)
M₂X₃	6:4	deux sites octaédriques sur trois		corindon

Dans certains cas les anions occupent les nœuds d'un réseau cubique primitif, et les structures types observées sont :

Structures types des composés ioniques avec empilement cubique primitif des anions^[2]
Stœchiométrie	Coordination cation:anion	Sites interstitiels (cubiques) occupés	Exemple de structure
MX	8:8	tous	chlorure de césium
MX₂	8:4	une maille sur deux	de type fluorine

Enfin, les composés mixtes (avec un anion noté X et deux cations notés ici A et B) peuvent être décrits de la façon suivante :

Structures types des composés ioniques mixtes avec empilement compact des anions^[1]
Stœchiométrie	Sites interstitiels occupés	Empilement cubique à faces centrées	Empilement hexagonal compact
ABX₃	deux sites octaédriques sur trois, couches alternées de A et B	structure pérovskite	ilménite
AB₂X₄	A dans un site tétraédrique sur huit et B dans un site octaédrique sur deux	spinelle normale	olivine
AB₂X₄	B dans un site tétraédrique sur huit et A et B dans un site octaédrique sur deux	spinelle inverse

Structure pérovskite[modifier | modifier le code]

Article principal : Pérovskite (structure).

La structure ABX₃ pérovskite peut être décrite comme une structure avec les cations A²⁺ aux nœuds d'un réseau cubique primitif, les cations B⁴⁺ au site octaédrique central, et les anions X²⁻ aux centres des faces.

Toutes les espèces minérales possédant une formule chimique ABX₃ ne sont pas forcément des pérovskites. La preuve la plus simple est celle du carbonate de calcium (CaCO₃). En effet, il n'existe pas de cation C⁴⁺ dans les conditions ordinaires naturellement rencontrées sur Terre car le carbone est l'élément tétravalent possédant la tendance la plus forte à former des liaisons chimiques covalentes (mise en commun d'électrons partagés entre atomes). De ce fait, l'anion trigonal plan carbonate (CO₃^2–) se forme à la place du cation C⁴⁺. Le caractère covalent des liaisons décroît quand on descend dans une colonne (ou groupe) du tableau périodique des éléments : Groupe 4: Ti, Zr, Hf, Rf, (plus Ce et Th pour les lanthanides et actinides) et Groupe 14: C, Si, Ge, Sn, Pb, car la valeur de l'énergie d'ionisation des atomes diminue quand le rayon atomique augmente.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Notes et références[modifier | modifier le code]

↑ ^{a b et c} Lesley E. Smart; Elaine A. Moore, Solid state chemistry : an introduction, Boca Raton, Fla. u.a., Taylor & Francis, CRC, 2005, 3^e éd. (ISBN 978-0-7487-7516-3), p. 44.
↑ ^{a et b} (en) Arthur B. Ellis et and others, Teaching general chemistry : a materials science companion, Washington, American Chemical Soceity, 1995, 3. print éd., 554 p. (ISBN 0-8412-2725-X), p. 121.

[Moore-1] {a b et c} Lesley E. Smart; Elaine A. Moore, Solid state chemistry : an introduction, Boca Raton, Fla. u.a., Taylor & Francis, CRC, 2005, 3^e éd. (ISBN 978-0-7487-7516-3), p. 44.

[Ellis-2] {a et b} (en) Arthur B. Ellis et and others, Teaching general chemistry : a materials science companion, Washington, American Chemical Soceity, 1995, 3. print éd., 554 p. (ISBN 0-8412-2725-X), p. 121.

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