- Durs et cassants (énergie de liaison forte), densité faible
- Conductivité variable (isolant, semi-conducteur)
- Souvent forte électronégativité
- Souvent à base de C ou de Si
- Cristallisent dans des structures peu compactes
- La plupart des céramiques
Quantité d’énergie former des ions gazeux à partir du solide ionique.
- Si le cation est très petit par rapport à l’anion (< 0,4), alors il sait se mettre
dans les trous tétraédriques. Ex : ZnS
- Si le cation est plus grand (entre 0,4 et 0,7), il peut se mettre dans les trous
octaédriques. Ex : NaCl, MgO
- Au-delà de 0,7, les cations s’entourent d’un grand nombre d’anions (trous
cubiques d’un cubique simple). Ex : CsCl, TiBr
o méthode semi-empirique de Pauling
o méthode des cartes de densité électronique
o microscopie à force atomique (AFM)
o méthode semi-empirique de Pauling
o méthode des cartes de densité électronique
o microscopie à force atomique (AFM)
- Moins dense que les métaux mais plus rigides et peu déformable (énergie de liaison élevée)
- Isolants thermiques et électriques
- Structures moins compactes que les métaux
- Interactions coulombiennes de longue portée
- Les anions forment un réseau compacte mais dilaté
- Les cations peuvent occuper des interstices, selon leur taille
Dans les métaux, il n’y a pas de séparation énergétique entre bande de conduction et bande de valence. Les électrons peuvent donc circuler entre les 2 bandes. Les électrons utilisent les niveaux d’énergie les plus bas. Quand on chauffe, les électrons passent sur des niveaux d’énergie supérieure, ils ont donc plus de mal à trouver une orbitale moléculaire vide => raison pour laquelle la conductivité marche moins bien quand on chauffe.
-> Modèle de la mer d’électrons
Les métaux ont une électronégativité plutôt faible, donc ils ont tendance à perdre des électrons. Quand 2 métaux se rencontrent, ils mettent leurs électrons ensemble et chacun devient un cation (ion +). Les cations métalliques sont maintenus ensemble par une espèce de gélée, une « mer » d’électrons partagés et délocalisés. C’est la raison pour laquelle lorsque l’on tape un métal, il se déforme mais ne casse pas.
Structure : les cations (sphères) s’empilent l’un sur l’autre pour former une structure compacte. Dans chacun des plans compactes, un atome est entouré de 6 atomes (coordinence = 6).
Entre les atomes (sphères) : interstices (trous triangulaires).
Atomes de la 2ème couche : ils vont se mettre en face des interstices. Chaque atome a alors une coordinence de 9.
- opaques et brillants, malléables (déformable par pression), ductiles (capacité
d’un solide à s’étirer sous des forces transversales. Ex : fil de cuivre).
- Bons conducteurs d’électricité et de chaleur mais diminue avec la température.
Capacité calorifique : dans les solides, Cp ⇿ Cv ⇿ 3R ⇿ 8,314 J/mol.K (loi de
Dulong et petit).
- Cristallisent dans des structures compact
Les plans sont représentés par des indices de Miller :
Où h, k et l = entiers qui représentent l’inverse de la distance relative où un plan coupe les axes du trièdre de référence
Et x, y et z = intersection avec les axes
Ex : (011) => coupe l’axe x en 0,
l’axe y en 1 et l’axe z en 1.
Ceci est très utile lors de la diffraction des rayons X qui permet de connaître la distance entre 2 plans d’un cristal. Le but est de faire réagir un rayonnement sur un solide.
Diffraction des rayons X et équation de Bragg :
n = entier (ordre de diffraction)
λ = longueur d’onde des rayons X [m]
d = distance entre les plans diffractant vers lesquels on envoie la lumière [m]
θ = angle des rayons incidents
DIFFRACTION :
Les ondes électromagnétiques rebondissent principalement sur le 1er et le 2ème plan.
