Estructura Cristalina dels Minerals

Enllaços Químics

Mineral: substància sòlida natural homogènia, amb composició química definida però no fixa, i disposició atòmica ordenada.

• Forts:
  • Metàl·lic: entre àtoms amb electronegativitat semblant i baixa. No dirigit i no saturable; tendència a l'empaquetament c.c. Mobilitat total dels electrons, conductors elèctrics i de calor, solubilitat en àcids.
  • Covalent: entre àtoms amb electronegativitat semblant i elevada. Compartició d'electrons entre àtoms, enllaç dirigit i saturable, sense tendència a empaquetaments compactes. Enllaç molt fort, duresa i punt de fusió alts (no soluble), compostos orgànics.
  • Iònic: entre àtoms amb electronegativitat molt diferent (entre càrregues de signe oposat). No dirigit ni saturable. Enllaç fort (elevat punt de fusió), fàcilment dissolt, passa a ser conductor iònic. Comportament fràgil.
• Febles:
  • Van der Waals: exemple: grafit entre capes hexagonals.
  • Ponts d'Hidrogen: més fort que Van der Waals - exemple: gel (aigua).

Estructura Atòmica

• Radi Atòmic: la distància que separa dos àtoms enllaçats és la suma dels seus radis.
• Coordinació: descriu l'organització al voltant de l'àtom. El número de coordinació és igual al número de vèrtexs del poliedre de coordinació.

Tipus de Cristalls

• Metàl·lics: alta simetria i densitat, empaquetaments compactes.
• Covalents: poc freqüents en minerals, baixa densitat. (Exemple: Diamant)
• Iònics: majoria dels minerals, o 50-50 amb covalents, empaquetaments compactes d'O^2-.
• Moleculars: majoria substàncies orgàniques. (Exemple: Grafit)

Empaquetament Cúbic Compacte (C.C.)

• (Ag, Au, Cu) - ABC, c es disposa en l'altra meitat dels forats, els quals no coincideixen ni amb les posicions de A ni B.
• Intersticis: Tetraèdrics (8 per cel·la) + Octaèdrics (4 per cel·la).
• NaCl (Halita), Cl: vèrtex C.C. i Na: intersticial - Halurs alcalins, alguns òxids, alguns sulfurs.
• ZnS (Esfalerita), S: vèrtex C.C. i Zn: meitat intersticial - Sulfurs, arsenurs, halurs de metalls de transició.
• CaF₂ (Fluorita), Ca: vèrtex C.C. i F: intersticial - Òxids, sulfurs, seleniurs, fluorurs.
• Diamant - com l'Esfalerita.
• AB₂O₄ (Espinels) --> cel·la molt gran, 8 intersticial tetraèdrics ocupats/64, 16 intersticial octaèdrics ocupats/32.
• Cristobalita (SiO₂), Antifluorita (NO₂), Cuprita (Cu₂O).

Empaquetament Hexagonal Compacte (H.C.)

• (Ti, Co, Zn) - ABA, a es disposa en els forats de la B que queden just per sobre els àtoms de A.
• Intersticis: Tetraèdrics (4 per cel·la) + Octaèdrics (2 per cel·la).
• ZnS (Wurtzita), S: vèrtex H.C. i Zn: meitat intersticial - Òxids, sulfurs, nitrurs.
• NiAs (Niquelina), Ni: octaèdric intersticial i As: vèrtex H.C. - Sulfurs, antimonurs.
• Corindó (Al₂O₃) + Hematites (Fe₂O₃) + Ilmenita (FeTiO₃), O: en apilament compacte, cations: ocupant una part x d'octaèdric intersticial.
• CuFeS₂ (Calcopirita) - Estructura derivada de l'Esfalerita.
• ABO₃ (Perovsquites) A: catió gran central, B: dins dels octaedres formats per O al vèrtex.
• TiO₂ (Rutil).

Regles de Pauling

1. Un poliedre d'anions envolta cada catió, la distància més petita anió-catió és la suma de radis, el número de coordinació ve determinat per la relació de radis.
2. Una estructura iònica serà estable quan la suma de les forces dels enllaços electrostàtics que assoleix un anió amb els cations veïns és igual a la càrrega d'aquest anió.
3. Quan els poliedres de coordinació (anions envoltant catió) comparteixen arestes o cares, l'estabilitat de l'estructura és menor que si tenen en comú vèrtexs. Tendència a l'associació de poliedres, compartint vèrtexs. L'efecte pot ser més o menys marcat (càrrega elevada/feble).
4. (Conseqüència de la 3a) En una estructura que conté diferents tipus de cations, el poliedre del catió de càrrega elevada i coordinació baixa tendeix a compartir poc.