Solides ioniques

Vue d'ensemble

Les solides ioniques (aussi appelés cristaux ioniques) sont l'un des quatre grands types de solides cristallins du programme MPSI, aux côtés des solides métalliques, covalents et moléculaires. Leur originalité : la cohésion est assurée par des interactions électrostatiques attractives entre cations et anions, ce qui explique à la fois leur très haute température de fusion, leur dureté, leur fragilité et leur solubilité dans l'eau. Cette fiche rassemble les 4 structures canoniques à connaître par cœur (NaCl, CsCl, blende ZnS, fluorine CaF₂), les 3 démonstrations à savoir refaire et les pièges qui distinguent une bonne copie d'une copie médiocre.

Au programme MPSI (officiel) — Solide ionique : description microscopique (cations et anions, interactions électrostatiques). Notion de coordinence. Décompte du nombre de motifs par maille. Compacité et masse volumique. Conditions géométriques de stabilité (tangence anion-cation, non-tangence anion-anion). Structures type NaCl, CsCl, blende (ZnS) et fluorine (CaF₂). Propriétés macroscopiques (température de fusion, fragilité, conductivité, solubilité).

Prérequis

Notion de maille élémentaire, de motif, de population z (nombre de motifs par maille)
Réseaux cubiques de base : cubique simple (CS), cubique centré (CC), cubique à faces centrées (CFC)
Sites interstitiels d'un CFC : 8 sites tétraédriques, 4 sites octaédriques par maille
Compacité $C = z \cdot V_{atome} / V_{maille}$ et masse volumique $ρ = z \cdot M / (N_{A} \cdot V_{maille})$

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Tu confonds encore CFC, CC et CS — ou les sites tétraédriques et octaédriques ? C'est le blocage n°1 sur ce chapitre : sans réseau parent maîtrisé, impossible de compter les motifs ni d'établir une coordinence. Nos mentors alumni X · Centrale · Mines reprennent les structures cristallines avec dessins 3D et exos type DS, en cours particuliers ciblés.

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1. Définitions essentielles

Définition 1.1 — Solide ionique

Un solide ionique est un cristal constitué d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions) régulièrement disposés et reliés par des interactions électrostatiques coulombiennes (attractives entre charges de signes opposés, répulsives entre charges de même signe). Le cristal est globalement neutre : la somme des charges des ions contenus dans une maille est nulle.

Définition 1.2 — Énergie réticulaire

L'énergie réticulaire $E_{r \overset{e}{ˊ} t}$ est l'énergie qu'il faut fournir au solide ionique pour dissocier une mole de cristal en ses ions à l'état gazeux infiniment éloignés. Elle est de l'ordre de plusieurs centaines de $kJ \cdot mo l^{- 1}$ (≈ 780 pour NaCl, ≈ 3000 pour MgO) et mesure directement la cohésion du cristal.

Définition 1.3 — Coordinence d'un ion

La coordinence d'un ion dans un cristal est le nombre de ses plus proches voisins de signe opposé. On note la coordinence d'un cristal ionique sous la forme [A : B] où A est la coordinence des cations et B celle des anions. Exemples : NaCl est [6 : 6], CsCl est [8 : 8], blende est [4 : 4], fluorine est [8 : 4] ( $Ca^{2 +}$ entouré de 8 $F^{-}$ , chaque $F^{-}$ entouré de 4 $Ca^{2 +}$ ).

Définition 1.4 — Condition de stabilité géométrique

Pour qu'une structure ionique soit stable, deux conditions géométriques doivent être vérifiées simultanément :

Tangence cation-anion — les ions de signes opposés se touchent (contact attractif maximal).
Non-tangence anion-anion — les anions, plus volumineux et de même signe, ne doivent PAS se toucher (sinon répulsion électrostatique destabilisante).

Ces deux conditions imposent un encadrement strict du rapport $r_{+} / r_{-}$ entre rayons ionique du cation et de l'anion, dépendant de la coordinence visée.

Définition 1.5 — Motif et population z

Le motif est le groupement chimique minimal qui, par répétition, engendre le cristal (NaCl, CsCl, ZnS, CaF₂ selon le composé). La population z est le nombre de motifs entiers contenus dans une maille élémentaire, calculé en pondérant chaque ion selon sa position :

ion au sommet : compte pour $1/8$
ion sur une arête : compte pour $1/4$
ion sur une face : compte pour $1/2$
ion à l'intérieur de la maille : compte pour $1$

Définition 1.6 — Sites interstitiels d'un CFC

Dans un réseau cubique à faces centrées (CFC) de paramètre $a$ :

Sites octaédriques : centre de la maille et milieu de chaque arête, soit $1 + 12 \times 1/4 = 4$ sites par maille. Rayon maximal de l'ion inséré : $r_{o} = a /2 - r_{anion}$ .
Sites tétraédriques : centres des 8 petits cubes d'arête $a /2$ , soit $8$ sites par maille (tous internes). Rayon maximal : $r_{t} = a 3 /4 - r_{anion}$ .

📝 Pourquoi distinguer sites octaédriques et tétraédriques ? Parce que leurs tailles diffèrent : un site octaédrique d'un CFC est plus grand qu'un site tétraédrique. Les structures canoniques de l'année se distinguent justement par le type de site occupé par le cation : sites octaédriques pour NaCl, tétraédriques pour ZnS, tétraédriques pour les anions F⁻ dans la fluorine.

2. Conditions géométriques de stabilité

L'idée centrale : pour chaque coordinence (6, 8, 4…) il existe une valeur limite du rapport $r_{+} / r_{-}$ en dessous de laquelle les anions se touchent — la structure devient instable. On démontre cette valeur par un raisonnement purement géométrique sur la maille élémentaire.

Théorème 2.1 — Rapport limite pour la coordinence 6 (type NaCl) ★ À savoir démontrer

Dans une structure de type NaCl (CFC d'anions, cations en sites octaédriques), la condition de tangence cation-anion couplée à la non-tangence anion-anion impose :

\frac{r _{+}}{r _{-}} \geq 2 - 1 \approx 0, 414.

En dessous de cette valeur, les anions Cl⁻ se touchent le long des faces du cube, et la structure n'est plus stable.

Démonstration (géométrie pure sur la maille NaCl)

Plaçons-nous dans la maille cubique de paramètre $a$ . Les anions Cl⁻ forment un CFC : ils occupent les 8 sommets et les centres des 6 faces. Les cations Na⁺ occupent l'intégralité des 4 sites octaédriques : centre du cube et milieux des 12 arêtes.

Étape 1 — Tangence cation-anion le long d'une arête. Le cation Na⁺ au milieu de l'arête est en contact avec les deux anions Cl⁻ aux sommets de cette arête. Le long de l'arête, on a donc :

a = 2 r_{+} + 2 r_{-} ⟺ a = 2 (r_{+} + r_{-}) .

Étape 2 — Condition de non-tangence anion-anion sur la diagonale d'une face. Les anions Cl⁻ aux deux sommets opposés d'une face seraient en contact si la diagonale de la face mesurait exactement $4 r_{-}$ . Or la diagonale d'une face de côté $a$ vaut $a 2$ . La condition « anions ne se touchent pas » s'écrit donc :

a 2 \geq 4 r_{-} .

Étape 3 — Combinaison. En remplaçant $a = 2 (r_{+} + r_{-})$ :

2 (r_{+} + r_{-}) 2 \geq 4 r_{-} ⟺ (r_{+} + r_{-}) 2 \geq 2 r_{-} .

En divisant par $r_{-}$ (positif) :

(\frac{r _{+}}{r _{-}} + 1) 2 \geq 2 ⟺ \frac{r _{+}}{r _{-}} \geq \frac{2}{2} - 1 = 2 - 1 \approx 0, 414.

D'où la valeur limite annoncée. Pour NaCl, $r_{+} / r_{-} = 102/181 \approx 0, 564$ : la structure est bien stable.

Proposition 2.2 — Rapport limite pour la coordinence 8 (type CsCl)

Par un raisonnement analogue mais sur la grande diagonale du cube (tangence cation-anion le long de la diagonale $a 3$ , non-tangence anion-anion le long de l'arête), on obtient pour la coordinence 8 :

\frac{r _{+}}{r _{-}} \geq 3 - 1 \approx 0, 732.

Ce qui explique pourquoi CsCl (rapport ≈ 0,93) adopte la coordinence 8 alors que NaCl (rapport ≈ 0,56) se contente de 6 : Cs⁺ est plus gros que Na⁺, donc il peut coordonner plus d'anions sans destabiliser la structure.

📐 Méthode-type — Trouver le rayon limite $r_{+} / r_{-}$ pour une coordinence donnée.

Identifier la direction de tangence cation-anion (arête, diagonale de face, grande diagonale). C'est elle qui relie $a$ à $r_{+} + r_{-}$ .
Identifier la direction de non-tangence anion-anion (les anions de même signe doivent rester non tangents). Elle relie $a$ à $r_{-}$ .
Écrire l'égalité de tangence : $a = k_{1} (r_{+} + r_{-})$ et l'inégalité de non-tangence : $a \cdot k_{2} \geq 2 r_{-} \cdot k_{3}$ .
Substituer puis isoler $r_{+} / r_{-}$ . On obtient la valeur limite.

Ce raisonnement se reproduit à l'identique pour CsCl, blende et fluorine — seules changent les directions de tangence et de non-tangence.

⚠ Piège #1 du chapitre — confondre le rayon limite et le rayon réel. Le rapport

r_{+} / r_{-}

calculé ci-dessus est une borne inférieure pour la stabilité. Le rapport effectif dans le cristal est toujours strictement supérieur — par exemple

0, 564

dans NaCl, bien au-dessus de la limite

0, 414

. Ne dis jamais « le rapport vaut

2 - 1

dans NaCl » : la limite est géométrique, pas chimique.

3. Les 4 structures canoniques à connaître

3.1 — Structure NaCl (chlorure de sodium)

Théorème 3.1 — Description de NaCl ★ À savoir démontrer

Sous-réseau anionique : les anions Cl⁻ forment un réseau CFC.
Sous-réseau cationique : les cations Na⁺ occupent tous les sites octaédriques du CFC d'anions (centre de la maille + milieux des 12 arêtes).
Coordinence : [6 : 6]. Chaque Na⁺ est entouré de 6 Cl⁻ (octaèdre), chaque Cl⁻ de 6 Na⁺.
Population : $z = 4$ paires NaCl par maille.
Relation de tangence : $a = 2 (r_{+} + r_{-})$ le long d'une arête.

Démonstration de z = 4 par décompte des ions

Décompte des anions Cl⁻ (sous-réseau CFC).

8 sommets, chacun comptant pour $1/8$ : $8 \times 1/8 = 1$
6 faces, chacune comptant pour $1/2$ : $6 \times 1/2 = 3$
Total Cl⁻ : $1 + 3 = 4$

Décompte des cations Na⁺ (sites octaédriques).

1 cation au centre, intégralement dans la maille : $1$
12 cations sur les arêtes, chacun comptant pour $1/4$ : $12 \times 1/4 = 3$
Total Na⁺ : $1 + 3 = 4$

On compte donc 4 ions Na⁺ et 4 ions Cl⁻ par maille, soit $z = 4$ motifs NaCl. La neutralité électrique est bien respectée : $4 \times (+ 1) + 4 \times (- 1) = 0$ .

💡 Calcul de la masse volumique de NaCl. Avec

a = 562, 8

pm,

M (NaCl) = 58, 44

g·mol⁻¹ et

N_{A} = 6, 022 \times 1 0^{23}

mol⁻¹ :

ρ = \frac{z \cdot M}{N _{A} \cdot a ^{3}} = \frac{4 \times 58 , 44 \times 1 0 ^{- 3}}{6 , 022 \times 1 0 ^{23} \times ( 562 , 8 \times 1 0 ^{- 12} ) ^{3}} \approx 2, 17 \times 1 0^{3} kg\cdotm^{- 3} .

Valeur expérimentale : 2,165 g·cm⁻³. Accord parfait — c'est la signature d'une structure correcte.

3.2 — Structure CsCl (chlorure de césium)

Théorème 3.2 — Description de CsCl

Sous-réseau anionique : les anions Cl⁻ forment un réseau cubique simple (CS), pas un CFC ! Ils occupent uniquement les 8 sommets.
Sous-réseau cationique : le cation Cs⁺ occupe le centre du cube.
Coordinence : [8 : 8]. Chaque Cs⁺ est entouré de 8 Cl⁻ (cube), chaque Cl⁻ de 8 Cs⁺.
Population : $z = 1$ paire CsCl par maille (1 Cl⁻ aux sommets + 1 Cs⁺ au centre).
Relation de tangence : $a 3 = 2 (r_{+} + r_{-})$ le long de la grande diagonale du cube.

⚠ Piège classique — CsCl n'est PAS un cubique centré. Visuellement, la maille ressemble à un CC, mais c'est une illusion : les ions aux sommets (Cl⁻) et au centre (Cs⁺) sont de natures chimiques différentes. Le sous-réseau de chaque espèce est un cubique simple, et le motif CsCl s'inscrit dans une maille CS. Ne jamais écrire « CsCl est CC » dans une copie de concours.

3.3 — Structure blende ZnS (sphalérite)

Théorème 3.3 — Description de la blende ZnS

Sous-réseau anionique : les anions S²⁻ forment un réseau CFC.
Sous-réseau cationique : les cations Zn²⁺ occupent la moitié des sites tétraédriques (un site sur deux, en alternance pour éviter les contacts cation-cation).
Coordinence : [4 : 4]. Chaque Zn²⁺ est entouré de 4 S²⁻ (tétraèdre), chaque S²⁻ de 4 Zn²⁺.
Population : $z = 4$ paires ZnS par maille (4 S²⁻ du CFC + 4 Zn²⁺ dans la moitié des 8 sites tétraédriques).
Relation de tangence : $a 3 = 4 (r_{+} + r_{-})$ le long du quart de la grande diagonale.

📝 Pourquoi seulement la moitié des sites tétraédriques ? Si Zn²⁺ occupait les 8 sites, on aurait

z = 8

ZnS par maille — possible géométriquement, mais cela introduirait des contacts Zn²⁺-Zn²⁺ trop répulsifs. La nature minimise l'énergie en n'occupant qu'une alternance sur deux. La même règle se retrouve dans la structure diamant (carbones occupant la moitié des sites tétraédriques d'un CFC de carbones).

3.4 — Structure fluorine CaF₂

Théorème 3.4 — Description de la fluorine CaF₂

Sous-réseau cationique : les cations Ca²⁺ forment un réseau CFC. Attention : ici c'est le cation qui est en CFC, pas l'anion (cas inhabituel) !
Sous-réseau anionique : les anions F⁻ occupent tous les 8 sites tétraédriques du CFC de cations.
Coordinence : [8 : 4]. Chaque Ca²⁺ est entouré de 8 F⁻ (cube), chaque F⁻ de 4 Ca²⁺ (tétraèdre).
Population : $z = 4$ motifs CaF₂ par maille (4 Ca²⁺ + 8 F⁻ = 4 CaF₂).
Neutralité : $4 \times (+ 2) + 8 \times (- 1) = 0$ ✓

💡 Tableau récapitulatif des 4 structures.

Structure	Sous-réseau	Sites occupés	Coordinence	z
NaCl	CFC d'anions	Tous les octaédriques	[6 : 6]	4
CsCl	CS d'anions	Centre du cube	[8 : 8]	1
Blende ZnS	CFC d'anions	Moitié des tétraédriques	[4 : 4]	4
Fluorine CaF₂	CFC de cations	Tous les tétraédriques (par les F⁻)	[8 : 4]	4

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4. Neutralité électrique du cristal

Une contrainte invisible mais fondamentale : la somme des charges par maille est nulle. Cette neutralité impose la stoechiométrie du cristal et le rapport cations/anions par maille.

Théorème 4.1 — Neutralité électrique du cristal ★ À savoir démontrer

Dans toute maille élémentaire d'un solide ionique, la somme algébrique des charges des ions (chacun pondéré par sa fraction d'appartenance à la maille) est nulle :

i \sum z_{i} \cdot q_{i} = 0,

où $z_{i}$ est la fraction du nombre d'ions $i$ effectivement dans la maille et $q_{i}$ leur charge.

Démonstration et vérification sur les 4 structures

La neutralité s'écrit pour chaque structure. Le cristal global est électriquement neutre — donc en répétant la maille à l'infini par translation, chaque maille doit l'être aussi (sinon une accumulation locale de charge serait incompatible avec un cristal infini stable).

NaCl : 4 Na⁺ + 4 Cl⁻ → $4 \times (+ 1) + 4 \times (- 1) = 0$ ✓

CsCl : 1 Cs⁺ + 1 Cl⁻ → $1 \times (+ 1) + 1 \times (- 1) = 0$ ✓

Blende ZnS : 4 Zn²⁺ + 4 S²⁻ → $4 \times (+ 2) + 4 \times (- 2) = 0$ ✓

Fluorine CaF₂ : 4 Ca²⁺ + 8 F⁻ → $4 \times (+ 2) + 8 \times (- 1) = 0$ ✓

La neutralité impose la stoechiométrie : pour CaF₂, il faut deux fois plus d'anions F⁻ (de charge $- 1$ ) que de cations Ca²⁺ (de charge $+ 2$ ). C'est ce qui explique l'occupation de tous les sites tétraédriques par les F⁻ : il faut bien placer 8 F⁻ pour 4 Ca²⁺.

⚠ Piège — oublier la neutralité dans le décompte de z. Quand tu inventes une structure ionique « hypothétique », vérifie systématiquement la neutralité après le décompte. Si elle est violée, ta description est forcément fausse (mauvais site occupé, mauvaise fraction, etc.). C'est un sanity check ultra rapide qui sauve sur les questions ouvertes.

5. Propriétés macroscopiques des solides ioniques

Les propriétés observables à l'échelle macroscopique sont la conséquence directe de la cohésion électrostatique entre ions. Comprendre cette correspondance micro → macro est le cœur du chapitre.

5.1 — Température de fusion élevée

Proposition 5.1 — T_fusion élevée

Les solides ioniques fondent à très haute température (800 °C pour NaCl, 1418 °C pour MgO, 2570 °C pour CaO) car il faut fournir une énergie comparable à l'énergie réticulaire $E_{r \overset{e}{ˊ} t}$ pour briser le réseau d'interactions coulombiennes. Plus les charges $q_{+}, q_{-}$ sont grandes et plus la distance $r_{+} + r_{-}$ est petite, plus $E_{r \overset{e}{ˊ} t}$ — donc $T_{fus}$ — est élevée :

E_{r \overset{e}{ˊ} t} \propto \frac{∣ q _{+} \cdot q _{-} ∣}{r _{+} + r _{-}} .

5.2 — Dur mais cassant (clivage)

Proposition 5.2 — Dureté et fragilité

Les cristaux ioniques sont durs (résistants à la rayure) car les interactions électrostatiques sont fortes et orientées spatialement. Mais ils sont cassants : un cisaillement qui amène en regard deux ions de même signe provoque une répulsion catastrophique et une rupture nette le long d'un plan de clivage. C'est pour cela que la calcite et le sel gemme se brisent en cubes parfaits.

5.3 — Isolant solide, conducteur fondu ou dissous

Proposition 5.3 — Conductivité électrique

À l'état solide : isolant. Les ions sont fixés dans le réseau, aucune charge mobile.
À l'état fondu : conducteur ionique. Le réseau est détruit, les ions deviennent mobiles et transportent le courant.
En solution aqueuse : conducteur ionique. Les ions sont solvatés par les molécules d'eau et se déplacent sous l'action d'un champ électrique.

5.4 — Soluble dans les solvants polaires

Proposition 5.4 — Solubilité dans l'eau

Les solides ioniques sont solubles dans les solvants polaires (eau, éthanol) qui peuvent solvater les ions : les dipôles du solvant orientent leur partie négative vers le cation et leur partie positive vers l'anion, stabilisant énergétiquement les ions séparés. L'énergie de solvatation compense l'énergie réticulaire qu'il faut fournir pour casser le cristal. Dans les solvants apolaires (cyclohexane, éther), aucune solvatation possible → solubilité quasi nulle.

📐 Méthode-type — Relier micro et macro sur un cristal donné.

Identifier la structure (NaCl, CsCl, ZnS, CaF₂ ou variante).
Estimer $E_{r \overset{e}{ˊ} t}$ via $E_{r \overset{e}{ˊ} t} \propto ∣ q_{+} q_{-} ∣/ (r_{+} + r_{-})$ . Plus elle est grande, plus $T_{fus}$ est élevée et plus le cristal est dur.
Justifier la fragilité par l'argument des plans de clivage (cisaillement → mise en regard d'ions de même signe → répulsion).
Prévoir la solubilité en comparant l'énergie réticulaire à l'énergie de solvatation dans le solvant considéré.

Ce raisonnement micro → macro est très demandé en oral CCINP et Mines-Ponts.

6. Erreurs classiques en copie (vues par les correcteurs)

Ces erreurs sont relevées chaque année dans les rapports de jury (CCINP, Mines-Ponts, Centrale) sur les épreuves comportant un cristal ionique. Elles coûtent typiquement entre 0,5 et 2 points par occurrence.

⚠ Erreur 1 — Confondre la structure NaCl et la structure CsCl. NaCl repose sur un sous-réseau CFC d'anions avec cations en sites octaédriques (z = 4) ; CsCl repose sur un sous-réseau CS d'anions avec cation au centre (z = 1). Confondre les deux est l'erreur n°1 du chapitre. Astuce mnémonique : les gros cations (Cs⁺) attirent plus d'anions (coordinence 8) que les petits (Na⁺, coordinence 6).

⚠ Erreur 2 — Dire que CsCl est cubique centré. NON. Visuellement la maille ressemble à un CC, mais les ions au centre et aux sommets sont de natures différentes. Le sous-réseau de chaque espèce est un cubique simple (CS), et la maille CsCl est un assemblage de deux CS imbriqués. Cette erreur revient dans 1 copie de DS sur 3 — n'en fais pas partie.

⚠ Erreur 3 — Oublier la non-tangence anion-anion. Quand tu écris la condition de stabilité, ne te contente pas de la tangence cation-anion (qui te donne

a

en fonction de

r_{+} + r_{-}

) : il faut aussi imposer la non-tangence anion-anion. Sans cette deuxième condition, tu n'obtiens pas la valeur limite

r_{+} / r_{-}

; tu n'obtiens qu'une équation triviale entre

a

et les rayons.

⚠ Erreur 4 — Mauvais décompte des sites tétraédriques. Un CFC contient 8 sites tétraédriques (et non 4 !) — ce sont les centres des 8 petits cubes d'arête

a /2

obtenus en divisant la maille en 8. À comparer aux 4 sites octaédriques (centre + milieux des 12 arêtes pondérés par 1/4). Inverser les deux compromet immédiatement le calcul de z pour la blende et la fluorine.

⚠ Erreur 5 — Confondre énergie réticulaire et énergie de liaison covalente. L'énergie réticulaire mesure la cohésion d'un cristal IONIQUE par interactions électrostatiques (≈ 780 kJ/mol pour NaCl). L'énergie de liaison covalente concerne les solides covalents (diamant, silicium) où la cohésion est assurée par des liaisons C—C ou Si—Si (≈ 350 kJ/mol par liaison). Les ordres de grandeur sont comparables, mais les mécanismes physiques sont fondamentalement différents.

7. Pour aller plus loin

Les solides ioniques sont le dernier grand chapitre de cristallographie en MPSI. Ils s'inscrivent dans une progression continue et seront réinvestis dès la spé :

Thermodynamique chimique (1re année puis spé) — l'énergie réticulaire intervient dans le cycle de Born-Haber qui permet de calculer les enthalpies de formation des composés ioniques.
Solutions aqueuses — la dissolution d'un solide ionique met en jeu son énergie réticulaire (à briser) et l'énergie de solvatation (libérée par l'hydratation des ions). La constante de produit de solubilité Ks dérive de cet équilibre.
Diffraction X (spé PC) — la loi de Bragg permet de remonter aux paramètres de maille et donc à la structure ionique à partir d'un cliché de diffraction.
Chimie inorganique descriptive — toute la chimie des sels, oxydes et halogénures repose sur la connaissance des structures ioniques canoniques.

Récap final — Ce qu'il faut absolument retenir

À la veille d'une khôlle ou d'un DS, parcours cette checklist : tu dois pouvoir répondre « oui, sans hésiter » à chaque question.

Sais-tu définir un solide ionique et expliquer l'origine électrostatique de sa cohésion ?
Sais-tu énoncer les deux conditions géométriques de stabilité (tangence cation-anion et non-tangence anion-anion) ?
Sais-tu démontrer la valeur limite $r_{+} / r_{-} = 2 - 1 \approx 0, 414$ pour la coordinence 6 ?
Sais-tu décrire la structure NaCl (sous-réseau CFC d'anions, cations en sites octaédriques, [6 : 6], z = 4) ?
Sais-tu décrire la structure CsCl (sous-réseau CS d'anions, [8 : 8], z = 1) et expliquer pourquoi ce n'est PAS un CC ?
Sais-tu décrire la blende ZnS (CFC d'anions, moitié des sites tétraédriques, [4 : 4], z = 4) ?
Sais-tu décrire la fluorine CaF₂ (CFC de cations, tous les sites tétraédriques, [8 : 4], z = 4) ?
Sais-tu démontrer la neutralité électrique sur chaque structure ?
Sais-tu calculer la masse volumique d'un cristal à partir de a, M, z et N_A ?
Sais-tu expliquer pourquoi un solide ionique est cassant (plans de clivage) ?
Sais-tu justifier qu'il est isolant à l'état solide mais conducteur fondu ou dissous ?
Connais-tu les ordres de grandeur (T_fus ≈ 800 °C pour NaCl, E_rét ≈ 780 kJ/mol) ?

Démonstrations à savoir refaire

Rayon limite r₊/r₋ ≥ √2 − 1 pour la coordinence 6 — tangence sur l'arête + non-tangence sur la diagonale de face
Population z = 4 pour NaCl — décompte par fractions (sommets 1/8, faces 1/2, arêtes 1/4, centre 1)
Neutralité électrique du cristal — Σ z_i · q_i = 0 vérifié sur les 4 structures canoniques