7440-44-0

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Carbone
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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)
N° CAS	7440-44-0
N° EINECS
Propriétés atomiques
Masse atomique	12,010 7 u
Rayon atomique (calc)	70 (67) pm
Rayon de covalence	77 pm[1]
Rayon de van der Waals	150 pm[1]
Configuration électronique	[He] 2s2 2p2
Électrons par niveau d'énergie	2, 4
État(s) d'oxydation	-4, 0, +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 ;[réf. souhaitée] 5 100 K
Énergie de fusion	N/A kJ/mol
Énergie de vaporisation	355,8 kJ/mol
Température critique	K
Pression critique	Pa
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
iso AN Période MD Ed PD MeV 12C 98,9 % stable avec 6 neutrons 13C 1,1 % stable avec 7 neutrons 14C trace 5730 ans β- 0,156 14N
Précautions
NFPA 704
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.

Etymologie

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

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

Historique

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

Préhistoire

Le carbone est présent sur terre depuis la formation de celle-ci : il a été produit par nucléosynthèse au coeur des étoiles qui ont explosé avant la formation du système solaire. Il existe sous forme de sédiments, charbon, pétrole, et également sous sa forme pure graphite, diamant. Les diamants naturels pouvant se trouver dans la kimberlite des cheminées d'anciens volcans, notamment en Afrique du Sud et dans l'Arkansas. On peut parfois trouver des diamants microscopiques dans certaines météorites.

Histoire

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

• Deuxième millénaire (tradition de moines fondeurs, comme les Pères Chartreux, etc. - Elaboration (métallurgie) de fontes et aciers.
• Elaboration de la cémentation, « plus vieux » traitement connu en thermochimie.
• 1797 - Découverte de la forme « diamant » (voir article diamant synthétique).
• 1828 - Découverte des composés organiques et de la chimie organique (voir article Friedrich Wöhler).
• 1842 - Avec la RDM, August Wöhler pose les fondements de la future « science des matériaux ».

Nucléosynthèse

L'élément carbone n'est pas directement issu du Big Bang (nucléosynthèse primordiale), 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 en revanche produit en masse dans le cœur des étoiles très massives, dites de la branche horizontale, où trois noyaux d'hélium fusionnent (réaction triple alpha).

Isotopes

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 couramment 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 considérables.

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, notamment 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.

Chimie

Corps simple

Le diamant et le graphite sont les deux formes allotropiques les plus répandues du carbone, elles diffèrent par leur aspect (en haut) et leurs propriétés. Cette différence est due à leur structure (en bas).

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 en fonction de 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 donc facilement les unes par rapport aux autres.

Sous très haute pression, le carbone cristallise dans un système cubique à face centrée nommé 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 similaire au diamant mais hexagonale. De toutes les pierres précieuses, le diamant est la seule à se consumer complètement.

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 constitue habituellement en petites chaînes d'atomes appelées carbynes. Refroidies très lentement, celles-ci fusionnent pour former les feuilles graphitiques irrégulières et déformées qui composent la suie. En particulier, parmi ces dernières, on trouve des formes où les feuilles sont pliées dans une forme stable et close comme une sphère ou un tube, appelées 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 appelées 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 parfois 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 un grand nombre 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 d'améliorer leur dureté tout en conservant une bonne flexibilité^{[réf. nécessaire]}.

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

Structure électronique

Le carbone possédant 6 électrons adopte une configuration électronique à l'état fondamental 1s²2s²2p². Il possède 4 électrons sur sa couche de valence, ce qui lui permet de 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 donc moins « solides ».

Composés courants du carbone

Petites molécule et ions

La forme la plus connue du carbone est le dioxyde de carbone CO₂, qui est l'un des composants minoritaires de l'atmosphère terrestre (arrivant en quatrième position avec environ 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 aisément 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 CO₃^2- ou hydrogénocarbonate (bicarbonate) HCO₃^-. Beaucoup de minéraux sont des carbonates, notamment les diverses formes de calcaire (calcite, craie, marbre…). On connaît les propriétés thérapeutiques du bicarbonate de sodium NaHCO₃.

Chimie organique

La chimie du carbone est essentiellement covalente. Le carbone est à la base d'une multitude de composés pouvant contenir un grand nombre 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 constitue la chimie organique.

Dangers du carbone et de ses composés

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

Le (di)sulfure de carbone CS₂, quoique de structure similaire 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, formé par combustion incomplète des composés organiques ou du carbone pur (charbon). Le monoxyde de carbone se lie 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 similaire à un ion halogénure. Les sels contenant l'ion cyanure sont hautement toxiques. Le cyanogène, un gaz de composition (CN)₂ est également proche des halogènes.

Avec les métaux, le carbone forme des carbures C^4- ou des acétylures C₂^2-. 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 particulières, dont les fullerènes, et des nanofils ou nanotubes difficiles 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.

Hydrocarbures

On appelle « 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. En revanche, 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 d'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, il s'agit d'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.

Notes et références

Voir aussi

Charbon ∙ Charbon activé ∙ Nanotube de carbone

Liens internes

Liens externes

• (en) Los Alamos National Laboratory - Carbon
• (en) WebElements.com - Carbon
• (en) EnvironmentalChemistry.com - Carbon
• (en) Schenectady County Community College - Carbon

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