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Car les atomes d'un solide ne sont pas disposés de la même manière que dans un liquide ou un gaz. Dans l'état gazeux, les atomes sont très faiblement liés entre eux et bougent librement dans le gaz. Les atomes d'un gaz sont toujours en mouvement et leur distance moyenne de déplacement (ou libre parcours moyen) dépend de la température. L'ensemble est donc complètement désordonné. Les interactions entre atomes s'effectuent sous forme de chocs. Dans un liquide, les atomes peuvent là encore bouger dans tout le volume du liquide, mais les interactions entre atomes sont plus fortes, ce qui rapproche les atomes. La distance interatomique moyenne est plus courte et le libre parcours moyen des atomes est plus court. Un liquide est donc beaucoup moins compressible qu'un gaz. Les atomes dans un liquide forment un ordre à courte distance, mais l'ordre à longue distance n'existe pas vraiment. Dans un solide, les atomes ne peuvent pas se déplacer dans tout le solide et sont coincés autour d'une position bien précise. Ils vibrent autour d'une position moyenne bien définie, l'amplitude de cette vibration augmentant avec la température. Un solide est donc plus organisé qu'un liquide ou un solide. Mais tous les solides ne sont pas égaux de ce point de vue.
 
[[File:Cristal2D.jpg|vignette|upright=2|Cristal en deux dimensions. Un motif atomique est répété dans le plan. L'arrangement est défini par un motif et une maille, qui décrit la forme du motif et la manière dont il faut le recopier dans l'espace pour obtenir le cristal. Nous verrons plus en détail les mailles dans un chapitre ultérieur.]]
 
Dans les grandes lignes, on peut opposer des solides relativement désorganisés aux solides parfaitement organisés. Les solides désorganisés sont appelés les '''solides amorphes'''. Dans ces solides, les atomes sont disposés presque aléatoirement dans l'espace, le presque signifiant que les atomes sont proches les uns des autres. Un bon exemple de ce genre de solide est le verre, qui est un solide amorphe composé uniquement de silice (mélange d'oxygène et de silicium). Le fait que les atomes soient proches signifie qu'il y a un ordre à courte distance, mais un désordre sur des distances plus longues. L'ordre se résume aux liaisons chimiques d'un atome avec ses voisins, mais guère plus. A l'inverse, un '''cristal''' a une organisation très précise, que ce soit à courte ou longue distance. Les atomes y sont disposés suivant un plan très précis, basé sur un motif en trois dimensions qui est répété dans tout le cristal.
[[File:Diag phase glace.svg|vignette|Diaggramme de phase de la glace.]]
 
Certains composés chimiques peuvent cristalliser dans plusieurs arrangements atomiques différents, suivant les conditions de température et de pression. ParUn exemple, ladu silicequotidien (SiO{{ind|2}})est le carbone, qui peut cristalliser avecdans deux phases cristallines différentes. Le carbone peut tout d'abord cristalliser en structuresgraphite, la plussubstance connuequi étantcompose celleles dumines quartzde αcrayon. SousLe pressioncristal atmosphérique,de legraphite quartzest α,composé de symétrieplusieurs trigonalefeuillets empilés les uns sur les autres, sechaque transformefeuillet versétant {{unité|573|°C}}composé end'un quartzarrangement β,hexagonal d'atomes de symétriecarbone hexagonalesemblable à une ruche d'abeilles. AuNotons dans les schémas ci-dessusdessous deque {{unité|1470|°C}},deux lafeuillets cristobalitesuperposés estsont lalégèrement formedécalés stableles deuns SiO{{ind|2}}des autres. Un L'autre exempleforme cristalline du carbone n'est celuiautre deque lale glacediamant, quidont peutla cristalliserstructure danscristalline ne contient pas de feuillet et est beaucoup plus d'unecompacte. dizaineCela d'arrangementsexplique que le diamant soit plus dense et plus solide que le graphite. Là où les feuillets du graphite se désolidarisent facilement, la structure compacte du diamant résiste cristallinbien différentsmieux.
 
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Graphit gitter.svg|Structure cristalline du graphite.]]
Carbon lattice diamond.png|Motif cristallin du diamant.]]
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Par exemple, la silice (SiO{{ind|2}}) peut cristalliser avec différentes structures, la plus connue étant celle du quartz α. Sous pression atmosphérique, le quartz α, de symétrie trigonale, se transforme vers {{unité|573|°C}} en quartz β, de symétrie hexagonale. Au-dessus de {{unité|1470|°C}}, la cristobalite est la forme stable de SiO{{ind|2}}. Un exemple est celui de la glace, qui peut cristalliser dans plus d'une dizaine d'arrangements cristallin différents.
 
Ci-dessous est illustré le polymorphisme du vanadate d'argent {{fchim|Ag|3|VO|4}}. Entre la température ambiante et {{unité|620|°C}}, {{fchim|Ag|3|VO|4}} subit deux transitions de phase structurales et a donc trois polymorphes qui se distinguent par l'arrangement des atomes dans le cristal<ref>{{en}} R.E. Dinnebier, A. Kowalevsky, H. Reichert et M. Jansen, « Polymorphism of {{fchim|Ag|3|VO|4}} », dans ''Zeitschrift für Kristallographie'', {{vol.|222}}, {{numéro}}8, 2007, {{p.|420-426}}, [http://www.oldenbourg-link.com/doi/abs/10.1524/zkri.2007.222.8.420 lien doi]</ref> :
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