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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 318 — #326
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CHAPITRE 6 – LE SOLIDE CRISTALLIN
L’étude du diamant par diffraction des rayons X a permis d’établir une carte de la densité
électronique entre les atomes de carbone (voir figure 6.15). Sur cette figure, les cercles noirs
correspondent aux atomes de carbone, les courbes d’isodensité montrent l’existence d’une
densité électronique élevée entre les atomes de carbone distants de 154 pm.
154 pm
FIGURE 6.15 – Carte de la densité électronique dans le diamant
Cette carte indique également que la densité électronique n’est pas nulle entre les atomes
de carbone distants de plus de 154 pm et que les électrons ne sont pas strictement confinés
entre ceux-ci. Cependant un modèle simple de la liaison est construit par analogie avec les
structures moléculaires organiques (composés contenant des liaisons carbone – carbone) et
admet le caractère covalent des liaisons entre atome de carbone distants de 154 pm. Ce modèle simple n’explique qu’imparfaitement la structure des solides covalents dans lesquels la
cohésion est toujours assurée par la délocalisation d’électrons sur l’ensemble de la structure. Néanmoins, cette délocalisation ne s’accompagne pas de la possibilité de conduction
et ce comportement ne peut s’expliquer avec des modèles élémentaires comme ceux utilisés
jusqu’à présent (il est nécessaire de faire appel à la théorie des bandes). Ces comportements
s’accompagnent d’une coordinence (nombre de plus proches voisins) en général beaucoup
plus faible que celle observée dans les métaux : on passe par exemple de 12 à 8 dans la
plupart des métaux à 4 pour le diamant.
Tous les solides covalents ne forment pas des structures tridimensionnelles dans lesquelles les
atomes ne sont liés que par des liaisons covalentes. Ainsi le graphite, une forme allotropique
du carbone, est constituée d’un assemblage d’atomes de carbone disposés selon des plans
parallèles, les atomes d’un plan constituant un réseau hexagonal (voir figure 6.16).
Notons que la différence d’énergie entre le carbone possédant la structure graphite et le carbone possédant la structure diamant est assez faible : le graphite est plus stable que le diamant
de 1,9 kJ·mol −1 seulement.
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CHAPITRE 6 – LE SOLIDE CRISTALLIN
L’étude du diamant par diffraction des rayons X a permis d’établir une carte de la densité
électronique entre les atomes de carbone (voir figure 6.15). Sur cette figure, les cercles noirs
correspondent aux atomes de carbone, les courbes d’isodensité montrent l’existence d’une
densité électronique élevée entre les atomes de carbone distants de 154 pm.
154 pm
FIGURE 6.15 – Carte de la densité électronique dans le diamant
Cette carte indique également que la densité électronique n’est pas nulle entre les atomes
de carbone distants de plus de 154 pm et que les électrons ne sont pas strictement confinés
entre ceux-ci. Cependant un modèle simple de la liaison est construit par analogie avec les
structures moléculaires organiques (composés contenant des liaisons carbone – carbone) et
admet le caractère covalent des liaisons entre atome de carbone distants de 154 pm. Ce modèle simple n’explique qu’imparfaitement la structure des solides covalents dans lesquels la
cohésion est toujours assurée par la délocalisation d’électrons sur l’ensemble de la structure. Néanmoins, cette délocalisation ne s’accompagne pas de la possibilité de conduction
et ce comportement ne peut s’expliquer avec des modèles élémentaires comme ceux utilisés
jusqu’à présent (il est nécessaire de faire appel à la théorie des bandes). Ces comportements
s’accompagnent d’une coordinence (nombre de plus proches voisins) en général beaucoup
plus faible que celle observée dans les métaux : on passe par exemple de 12 à 8 dans la
plupart des métaux à 4 pour le diamant.
Tous les solides covalents ne forment pas des structures tridimensionnelles dans lesquelles les
atomes ne sont liés que par des liaisons covalentes. Ainsi le graphite, une forme allotropique
du carbone, est constituée d’un assemblage d’atomes de carbone disposés selon des plans
parallèles, les atomes d’un plan constituant un réseau hexagonal (voir figure 6.16).
Notons que la différence d’énergie entre le carbone possédant la structure graphite et le carbone possédant la structure diamant est assez faible : le graphite est plus stable que le diamant
de 1,9 kJ·mol −1 seulement.
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