Photographie/Physique-chimie/L'état cristallisé

État amorphe, état cristallin

Dans la nature ou au laboratoire, les corps solides existent aussi bien sous la forme amorphe que sous la forme de cristaux. L'état amorphe correspond à une absence complète de toute forme déterminée ou, si l'on préfère de toute organisation des molécules. Les cristaux, au contraire, présentent spontanément des formes géométriques définies sur lesquelles on peut constater la présence de plans ou faces, d'arêtes ou intersection de faces, de sommets ou intersections d'arêtes. Ainsi, la silice naturelle (quartz ou « cristal de roche ») est généralement cristallisée sous forme de prismes hexagonaux terminés par deux pyramides régulières, tandis que la silice fondue est une substance vitreuse sans forme définie.

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  Cristaux de quartz
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  Améthyste (quartz)
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  Aragonite
• Pyrite (l'or du fou)
  Pyrite (l'or du fou)

Formation des cristaux

La formation de cristaux peut être obtenue de différentes manières :

- par refroidissement lent d'un liquide fondu

- par concentration lente d'une solution

- par condensation d'une vapeur

- par précipitation d'un composé insoluble

Certains corps peuvent se présenter sous des formes cristallines différentes : il en est ainsi pour le carbone, qui cristallise sous forme de diamant ou de graphite, le carbonate de calcium, etc.

Il n'existe en tout et pour tout que sept systèmes cristallins. Le plus simple est le système cubique, selon lequel s'organisent en particulier les cristaux d'halogénures d'argent, mais aussi le sel marin.

Il ne faut pas en déduire que les cristaux ne peuvent se présenter que sous 7 formes différentes, au contraire, leur système est parfois difficile à déterminer car des troncatures peuvent intervenir ; c'est ainsi qu'à partir du cube on peut obtenir, comme nous le verrons, des plaquettes triangulaires ou hexagonales et même des octaèdres.

De nombreux composés chimiques cristallisent avec une certaine quantité, toujours parfaitement définie, d'eau de constitution. On trouve de tels exemples de cristaux hydratés en photographie : sulfite de sodium: Na2SO3'7H2O thiosulfate de sodium: Na2S2O3'5H2O - tétraborate de sodium: Na2B4O7,IOH2O - carbonate de sodium: Na2CO3,IOH2O - etc.

Certains cristaux sont déliquescents, c'est-à-dire qu'ils ont tendance à absorber la vapeur d'eau atmosphérique, d'autres au contraire sont efflorescents, c'est-à-dire qu'ils tendent à perdre leur eau de constitution. Un exemple bien connu de ce dernier cas est le carbonate de sodium, qu'il est préférable de toujours acheter sous sa formé anhydre, sans quoi il est impossible de savoir avec précision combien d'eau il contient.

On doit toujours tenir compte de l'eau de cristallisation quand on fait une pesée et choisir des produits existant sous une forme bien définie et de préférence stable.

Exemple: Fe C13 anhydre 162 g (très avide d'eau)

Fe C13 , 6 H2O 270 g (stable)