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Carbone

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.

Pour les articles homonymes, voir Carbone (homonymie).
Données  v · d · m 
Bore - Carbone - Azote
-
C
Si
 
 
 
 
6
C
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               

Table complète - Table étendue

Général
Nom, Symbole, Numéro Carbone, C, 6
Série chimique Non-métaux
Groupe, Période, Bloc 14, 2, p
Masse volumique G: 2 267 D: 3 520 kg/m3
Couleur Noir (G)
Propriétés atomiques
Masse atomique 12,0107 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 3 773 K
Température de vaporisation 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 la vapeur  ??
Vélocité 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)
1er potentiel d'ionisation 1 086,5 kJ/mol
2e potentiel d'ionisation 2 352,6 kJ/mol
3e potentiel d'ionisation 4 620,5 kJ/mol
4e potentiel d'ionisation 6 222,7 kJ/mol
5e potentiel d'ionisation 37 831,1 kJ/mol
6e potentiel d'ionisation 47 277,0 kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN période MD Ed MeV PD
12C 98,9% stable avec 6 neutrons
13C 1,1% stable avec 7 neutrons
14C trace 5730 ans β- 0,156 14N
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.

Sommaire

[modifier] Historique et étymologie

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

Le carbone a été découvert dès la préhistoire et était produit par la combustion incomplète des matières organiques produisant du charbon. Il était également connu sous sa forme 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.

Le nom carbone vient du latin carbo, carbōnis signifiant « charbon ». Il n'apparaît dans le dictionnaire de l'Académie française, qu'à sa 6e édition (1832-5).

[modifier] 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).

Icône de détail Article détaillé : nucléosynthèse.

[modifier] Chimie

[modifier] Carbone pur

Le carbone pur est présent dans la nature dans deux formes courantes :

Des formes plus rares constituent les fullerènes, découvertes dans les années 1980 et les nanotubes de carbone.

[modifier] Structure électronique

Le carbone comporte quatre électrons sur sa couche externe ((K)2 (L)4)(2s2, 2p2) et peut former deux à quatre liaisons σ s'il a quatre voisins ou une à deux liaisons π (il fera une liaison σ par liaison simple, double ou triple une liaisons π par double liaisons et deux liaisons π par triples liaisons): il s'agit donc d'un élément tétravalent (sauf dans le cas de certaines réactions intermédiaires ou dans la famille des carbènes, à carbone divalent, les deux électrons 2s participent à la liaison car l'un d'eux est déplacé sur la couche P pour qu'elle soit à demi remplie ce qui augmente la stabilité de ce dernier). Il a une grande affinité pour d'autres atomes légers, dont lui-même, et sa petite taille lui permet de former de multiples liaisons par hybridation de ses orbitales (sp ou « triple liaison » linéaire, sp2 ou « double liaison » planaire avec des angles de 120 °, sp3 ou « simple liaison » tétraédrique) : cela explique la multitude de composés à base de carbone dont l'étude constitue la chimie organique.

[modifier] Formes courantes de carbones non purs

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 d'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 interagissent avec l'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 CO32- 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.

Il possède deux autres formes connues qui sont le graphite et le diamant. On le retrouve aussi dans les nanotubes de carbone qui sont d'excellents dopants mécaniques utilisés pour les ailes d'avions, par exemple afin d'améliorer leur dureté tout en conservant une bonne flexibilité.

[modifier] Dangers du carbone et de ses composés

Selon leur forme et leur taille, les assemblages de carbone peuvent interagir avec les systèmes biologiques.
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). Il possède une structure semirésonante, la longueur de sa liaison (111 pm) indiquant une nature hybride, ce qui conduit à le représenter par la formule :

\left[\  \mathrm{C}^-\equiv \mathrm{O}^+ \quad\leftrightarrow\quad \mathrm{C=O} \quad\leftrightarrow\quad \mathrm{C}^+-\mathrm{O}^-\  \right]

Le monoxyde de carbone s'attache de préférence à 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- et 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 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 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.

[modifier] 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 sp2 (« double ») : éthylène C2H4, propène C3H6, etc. ;
  • les alcynes, où au moins un carbone forme des liaisons sp (« triple ») : 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-

Seul le carbone sp3 donne lieu à des liaisons mobiles. Les autres liaisons, sp ou sp2 sont rigides : la liaison double sp2 est planaire, chacune des deux autres liaisons formant un angle de 120°, la liaison triple est linéaire. Cela conduit à la formation d'énantiomère, c'est-à-dire de corps ayant la même formule chimique mais des conformations spatiales différentes.

En outre, le carbone sp3 peut former des composés asymétriques, il apparaît alors un phénomène de chiralité (du grec ̔η χείρ, la main, les molécules sont symétriques l'une de l'autre selon un plan de symétrie, comme nos deux mains).

Dans les hydrocarbures aromatiques, les atomes de carbone forment des cycles ou noyaux stabilisés par des liaisons π délocalisées. Ils se mélangent dans diverses formes de carbone pur. Il y a encore plus de dérivés hydrocarbonés, comme par exemple les halogénures, les alcools et les acides carboxyliques.

[modifier] Allotropes

Icône de détail Article détaillé : Allotropie.
Diagramme de phases simplifié du carbone : phases en fonction de la pression et de la température.
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
Nanotube de carbone

Le carbone se sublime à 4 100 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.

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

[modifier] 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 positon. 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.

[modifier] Notes et références

[modifier] Voir aussi

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