Carbone

Le carbone est un élément chimique de la famille des cristallogènes, de symbole C, de numéro atomique 6 et de masse atomique 12,0107.



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Carbone

Carbone
BoreCarboneAzote
 
 
6
C
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
C
Si
Table complèteTable étendue
Informations générales
Nom, Symbole, Numéro Carbone, C, 6
Série chimique Non-métaux
Groupe, Période, Bloc 14, 2, p
Masse volumique 2267 kg/m3
Couleur Noir (graphite)
Propriétés atomiques
Masse atomique 12, 010 7 u
Rayon atomique (calc) 70 (67) pm
Rayon de covalence 77 pm
Rayon de van der Waals 170 pm
Configuration électronique [He] 2s2 2p2
Électrons par niveau d'énergie 2, 4
État (s) d'oxydation 4, 2
Oxyde Acide faible
Structure cristalline Hexagonale
Propriétés physiques
État ordinaire Solide diamagnétique
Température de fusion 3 500 °C ;
3 773 K
Température d'ébullition 4 826, 9 °C ;
5 100 K
Énergie de fusion N/A kJ/mol
Énergie de vaporisation 355, 8 kJ/mol
Volume molaire 5, 29×10-6 m3/mol
Pression de vapeur  ??
Vitesse du son 18 350 m/s à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 2, 55
Chaleur massique 710 J/ (kg·K)
Conductivité électrique 61×103 S/m
Conductivité thermique 129 W/ (m·K)
1e Énergie d'ionisation 1086, 5 kJ/mol
2e Énergie d'ionisation 2352, 6 kJ/mol
3e Énergie d'ionisation 4620, 5 kJ/mol
4e Énergie d'ionisation 6222, 7 kJ/mol
5e Énergie d'ionisation 37 831, 1 kJ/mol
6e Énergie d'ionisation 47 277, 0 kJ/mol
7e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation7}}} kJ/mol
8e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation8}}} kJ/mol
9e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation9}}} kJ/mol
10e Énergie d'ionisation {{{potentiel_ionisation10}}} kJ/mol
Isotopes les plus stables
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le carbone est un élément chimique de la famille des cristallogènes, de symbole C, de numéro atomique 6 et de masse atomique 12, 0107.

Le nom carbone vient du latin carbo, carbōnis signifiant «charbon» de symbole germ.

Le diamant, une des formes cristallines les plus recherchées du carbone

Le nom carbone n'apparaît dans le dictionnaire de l'Académie française, qu'à sa 6e édition (1832-5).

Le carbone est présent sur terre depuis la préhistoire : il a été produit par la combustion incomplète des matières organiques produisant du charbon. Il existait aussi sous sa forme diamant, les diamants naturels pouvant se trouver dans la kimberlite des cheminées d'anciens volcans, surtout en Afrique du Sud et dans l'Arkansas. On peut quelquefois trouver des diamants microscopiques dans certaines météorites.

Elle est marquée par la considération accrue de l'importance du carbone, en lien avec l'histoire des sciences et techniques.

Cette histoire, en particulier dense à partir du XIX° siècle, reste à préciser (voir article "semi-conducteurs")

Icône de détail Article détaillé : nucléosynthèse.

L'élément carbone n'est pas directement issu du Big Bang (nucléosynthèse essentielle), car les conditions de sa formation n'étaient pas réunies (la dilatation et le refroidissement de l'univers ont été trop rapides).

Le carbone est par contre produit en masse dans le cœur des étoiles particulièrement massives, dites de la branche horizontale, où trois noyaux d'hélium fusionnent (réaction triple alpha).


Le carbone possède deux isotopes stables dans la nature, 12C (98, 89 %) et 13C (1, 11 %).

Le radioisotope 14C a une période de 5 730 ans et est fréquemment utilisé pour la datation d'objets archéologiques jusqu'à 50 000 ans. Il ne sera d'aucune utilité pour les archéologues de demain intéressés par les trésors de la civilisation actuelle car les explosions thermonucléaires réalisées dans l'atmosphère à partir des années 1960 ont créé des excès énormes.

Le radioisotope 11C a une période de 20 minutes. Cette courte période et la relative facilité de substituer un atome de 11C à un atome de carbone 12C (stable) en font un isotope utilisé en médecine nucléaire, surtout en tomographie à émission de positron. Les radiotraceurs les plus utilisés à ce jour sont le 11C-Raclopride qui se fixe préférentiellement sur les récepteurs dopaminergiques D2, et le 11C-Acétate utilisé en imagerie cardiaque.

Le diamant et le graphite sont les deux formes allotropiques les plus communes du carbone, elles changent par leur aspect (en haut) et leurs propriétés. Cette différence est due à leur structure (en bas).
Icône de détail Article détaillé : Formes allotropiques du carbone.

Le carbone est présent dans la nature dans deux formes allotropiques principales :

  • le graphite, empilement de structures cristallines hexagonales et monoplanes (graphènes, et de couleur grise. C'est la forme stable à température et pression ambiante.
  • le diamant, de structure cristalline tétraédrique (structure type «diamant») est transparent. C'est la forme stable à haute température et haute pression, métastable à température et pression ambiante.
Diagramme de phases simplifié du carbone : phases selon la pression et de la température.

Dans les conditions de pression normales, le carbone est sous la forme graphite, dans laquelle chaque atome est lié à trois autres dans une couche d'anneaux hexagonaux fusionnés, comme ceux des composés aromatiques hydrocarbonés. Grâce à la délocalisation des orbitales π, le graphite conduit l'électricité. Le graphite est mou, car les liaisons chimiques entre les plans sont faibles (2 % de celles des plans) et les couches glissent par conséquent aisément les unes comparé aux autres.

Sous particulièrement haute pression, le carbone cristallise dans un dispositif cubique à face centrée appelé diamant, dans lequel chaque atome est lié à quatre autres (distance interatomique de 136 pm). Le diamant, grâce à la résistance des liaisons carbone-carbone, est , avec le nitrure de bore, la matière la plus dure à rayer. À température ambiante, la métamorphose en graphite est si lente qu'elle paraît invisible. Sous certaines conditions, le carbone se cristallise en lonsdaleite, une forme identique au diamant mais hexagonale. De l'ensemble des pierres précieuses, le diamant est l'unique à se consumer totalement.

En plus du graphite (pur sp2) et du diamant (pur sp3), le carbone existe sous forme amorphe et hautement désordonnée (a-C). Ces formes amorphes du carbone sont un mélange de sites à trois liaisons de type graphite ou à quatre liaisons de type diamant. De nombreuses méthodes sont utilisées pour fabriquer du a-C : pulvérisation, évaporation par faisceau d'électrons, dépôt à l'arc électrique, ablation laser...

Nanotube de carbone

Le carbone se sublime à 5 100 K. Sous forme gazeuse, il se forme généralement en petites chaînes d'atomes nommées carbynes. Refroidies particulièrement lentement, celles-ci fusionnent pour former les feuilles graphitiques irrégulières et déformées qui composent la suie. Surtout, parmi ces dernières, on trouve des formes où les feuilles sont pliées dans une forme stable et close comme une sphère ou un tube, nommées fullerènes, comme le buckminsterfullerène, C60. Certaines de ces formes sont aussi connues sous le nom de «footballène» et ont des propriétés qui n'ont pas encore été toutes analysées, mais apparaissent comme des structures extrêmement rigides.

Les formes cylindriques du carbone sont nommées nanotubes et ont été découvertes dans le culot se formant à la cathode de l'arc électrique durant la synthèse de fullerènes. Ces objets de diamètre nanométrique et de longueur atteignant quelquefois le millimètre se présentent comme des couches de graphène enroulées sur elles-mêmes.

Les nanotubes fabriqués par la méthode de l'arc électrique sont presque tous «multifeuillets». Conjointement à ces nanotubes, on observe la plupart de nanoparticules polyédriques. Les observations en microscopie électronique en transmission haute résolution ( (en) HRTEM : High-resolution Transmission Electron Microscopy) révèlent que ces nanoparticules de carbone sont constituées de plusieurs couches de graphène, fermées, laissant une cavité nanométrique en leur centre. Les nanotubes de carbone sont d'excellents dopants mécaniques utilisés pour les ailes d'avions, par exemple afin de perfectionner leur dureté tout en conservant une bonne flexibilité.

Et enfin, les oignons de carbone sont à la base des fullerènes multicouches.

Le carbone possédant 6 électrons adopte une configuration électronique à l'état essentiel 1s22s22p2. Il possède 4 électrons sur sa couche de valence, ce qui lui sert à former quatre liaisons covalentes, dont des liaisons de type σ ou de type π. Les liaisons de type π sont toujours accompagnées d'une liaison de type σ. Le recouvrement des fonctions électroniques dans une liaison π est plus faible. Ces liaisons sont par conséquent moins «solides».

La forme la plus connue du carbone est le dioxyde de carbone CO2, qui fait partie des composants minoritaires de l'atmosphère terrestre (arrivant en quatrième position avec à peu près 0, 03 % mais loin derrière l'azote 78, 11 %, l'oxygène 20, 953 % et l'argon 0, 934 %) produit et métabolisé par les êtres vivants, l'industrie, les voitures et les centrales thermiques. Sa concentration a été multipliée par trois en un siècle. Il possède deux modes de vibration qui absorbent la lumière infrarouge. On comprend facilement pourquoi il est responsable lui aussi de l'effet de serre. Le CO2 est un composé majoritaire de l'atmosphère d'autres planètes comme Vénus.

Dans l'eau, il forme de très faibles quantités d'acide carbonique, H2CO3, qui produit des ions carbonate CO32- ou hydrogénocarbonate (bicarbonate) HCO3-. Énormément de minéraux sont des carbonates, surtout les diverses formes de calcaire (calcite, craie, marbre…). On connaît les propriétés thérapeutiques du bicarbonate de sodium NaHCO3.

La chimie du carbone est principalement covalente. Le carbone est à la base d'une grande variété de composés pouvant contenir la plupart d'atomes, en association avec l'hydrogène, l'oxygène, l'azote, les halogènes, le phosphore, le soufre, et les métaux, par liaisons simples, doubles ou triples. L'étude et la synthèse de ces composés forme la chimie organique.


Dangers du carbone et de ses composés

Selon leur forme et leur taille, les assemblages de carbone peuvent interagir avec les dispositifs biologiques.

Le (di) sulfure de carbone CS2, bien que de structure identique au dioxyde de carbone, est un liquide hautement toxique utilisé comme solvant (vulcanisation du caoutchouc).

Les autres oxydes de carbone sont le monoxyde de carbone CO, et le suboxyde de carbone C3O2, moins commun. Le monoxyde de carbone est un gaz incolore et inodore, constitué par combustion incomplète des composés organiques ou du carbone pur (charbon). Le monoxyde de carbone plus fortement que l'oxygène, à l'hémoglobine sanguine pour former de la carboxyhémoglobine, un composé stable. Le résultat de cette réaction est l'empoisonnement des molécules d'hémoglobine, ce qui peut être mortel (voir l'entrée en question).

L'ion cyanure CN- a un comportement chimique comparable à un ion halogénure. Les sels contenant l'ion cyanure sont hautement toxiques. Le cyanogène, un gaz de composition (CN) 2 est aussi proche des halogènes.

Avec les métaux, le carbone forme des carbures C4- ou des acétylures C22-. Quoi qu'il arrive, avec une électronégativité de 2, 5, le carbone préfère former des liaisons covalentes. Quelques carbures sont des treillis covalents, comme le carbure de silicium, SiC, qui ressemble au diamant, et est d'ailleurs utilisé pour la taille de ceux-ci.

Les nanotechnologies permettent de produire des molécules spécifiques, dont les fullerènes, et des nanofils ou nanotubes complexes à filtrer dans l'air et qui peuvent passer à travers les muqueuses et percer les enveloppes cellulaires. Certains craignent des effets différés comme on en a trouvé pour l'amiante.

On nomme «hydrocarbures» les molécules associant carbone et hydrogène. On classe les hydrocarbures en trois familles :

  • les alcanes, où le carbone forme des liaisons sp3 («simples»)  : méthane CH4, éthane C2H6, etc.  ;
  • les alcènes, où au moins un carbone forme des liaisons («double») (carbones sp2)  : éthylène C2H4, propène C3H6, etc.  ;
  • les alcynes, où au moins un carbone forme des liaisons («triple») (carbones sp2)  : éthyne (acétylène) C2H2, propyne C3H4, etc.

Suivant le nombre d'atomes de carbone, on fait précéder le suffixe -ane, -ène ou -yne :

  1. méth-
  2. éth-
  3. prop-
  4. but-
  5. pent-
  6. hex-
  7. hept-
  8. oct-
  9. non-
  10. déc-

La rotation est libre autour des liaisons simples carbone-carbone. Par contre, les liaisons doubles ou triples sont rigides : la liaison double est planaire, les angles de liaison atour des atomes de carbone sont 120°. Cela conduit à la formation de diastéréomères, c'est-à-dire de composés ayant la même formule chimique mais une disposition différente des atomes dans l'espace. la liaison triple est linéaire.

En outre, le carbone sp3 peut former des composés chiraux (du grec ̔η χείρ, la main). Le cas le plus plus simple est un composé possédant 4 substituants différents autour d'un atome de carbone. Suivant la dispostion dans l'espace de ces sunstituants, on obtient deux molécules qui sont différentes : elles ne sont pas superposables, c'est une paire d'énantiomères. Les énantiomères sont l'image l'un de l'autre dans un miroir (comme nos deux mains).

Dans les hydrocarbures aromatiques, les atomes de carbone forment des cycles ou noyaux stabilisés par des liaisons π délocalisées.

CharbonCharbon activéNanotube de carbone

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"7 et moins - Capot carbone"

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La version présentée ici à été extraite depuis cette source le 06/11/2009.
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