Bore - Carbon - Azote   C Si       Table Complète
Général
Nom, Symbole, Numéro	Carbone, C, 6
Série chimique	Non-métaux
Groupe, Période, Bloc	14 (IVA), 2 , p
Masse volumique, Dureté	2267 kg/m3, 0.5 (graphite) 10.0 (diamant)
Couleur	noir (graphite) transparent (diamant)
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]22s22p2
Électrons par niveau d'énergie	2, 4
États d'oxydation (Oxyde)	4, 2 (acide mou)
Structure cristalline	Hexagonale
Propriétés physiques
État de la matière	solide (non-magnetique)
Température de fusion	3773 K (6332 °F)
Température de vaporisation	5100 K (8721 °F)
Volume molaire	5.29 ×1010-6 m3/mol
Énergie de vaporisation	355.8kJ/mol(sublime)
Énergie de fusion	N/A (sublime)
Pression de la vapeur	0 Pa
Vélocité du son	18350 m/s
Divers
Électronégativité	2.55 (Échelle de Pauling)
Capacité calorique spécifique	710 J/(kg*K)
Conductivité électrique	0.061 × 106/m ohm
Conductivité thermique	129 W/(m*K)
1er Potentiel d'ionisation	1086.5 kJ/mol
2e Potentiel d'ionisation	2352.6 kJ/mol
3e Potentiel d'ionisation	4620.5 kJ/mol
4e Potentiel d'ionisation	6222.7 kJ/mol
5e Potentiel d'ionisation	37831 kJ/mol
6ePotentiel d'ionisation	47277.0 kJ/mol
Isotopes les plus stables
iso AN demi-vie MD Ed MeV PD 12C 98.9% C est stable avec 6 neutrons 13C 1.1% C est stable avec 7 neutrons 14C trace 5730 ans beta- 0.156 14N
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le carbone est un élément chimique, de symbole C et de numéro atomique 6 et de masse atomique 12.0107

Nucléosynthèse

L'élément carbone n'est pas directement issu du Big Bang, car il aurait fallu une triple collision de particules alpha (noyaux d'hélium) pour en produire, or l'univers s'est étendu et refroidi avant que cela ne puisse se faire.

Le carbone est en revanche produit en masse dans le cœur des étoiles très massives, dites de la branche horizontale, où les étoiles fusionnent l'hélium de leur cœur en carbone par le biais de la chaine triple alpha.

Chimie

Le carbone comporte 4 électrons sur sa couche externe, et est tétravalent (sauf dans le cas de certaines réactions intermédiaires). Il a une grande affinité pour la liaison avec d'autres atomes légers, dont le carbone, et sa petite taille lui permet de former de multiples liaisons, cela explique la prolifération de composés à base de carbone, étudiés en chimie organique.

La forme la plus courante d'oxyde de carbone est le dioxyde de carbone CO₂, qui est l'un des composants minoritaires de l'atmosphère terrestre produit et consommé par les êtres vivants. Le CO₂ est un composé majoritaire de l'atmosphère d'autres planètes comme Vénus. Dans l'eau, il forme des quantités infinitésimales d'acide carbonique, H₂CO₃, mais il est instable (comme tout composé comportant des atomes d'oxygène avec une seule liaison sur un atome de carbone). Toutefois, cet intermédiaire permet de produire des ions carbonate stabilisés. Beaucoup de minéraux sont des carbonates, notamment la calcite. Le (di)sulfure de carbone CS₂ quoique de structure similaire au dioxyde de carbone est un liquide hautement toxique utilisé comme solvant.

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. Les molécules de CO contiennent chacune une triple liaison et sont raisonnablement polaires, ce qui leur donne l'embêtante propriété de s'attacher de manière permanente à l'hémoglobine, faisant du monoxyde de carbone un gaz très toxique.
L'ion cyanure CN^- a une structure et un comportement similaires à un ion halogènure ; le cyanogène (CN)₂ en est également proche.

Avec les métaux durs, le carbone forme soit des carbures, C^-, soit des acetylides, 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 des diamants.

On appelle hydrocarbures les molécules associant carbone et hydrogène. Il y a une diversité incroyable d'hydrocarbures, le plus simple étant le méthane, CH₄. Les atomes de carbone y sont liés en de longues chaines, branches ou anneaux, souvent avec des doubles ou triples liaisons. On remarque en particulier les hydrocarbures aromatiques, dans lesquels les atomes de carbone forment des anneaux stabilisés par une liaison PI. 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.

Allotropes

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 Pi, le graphite conduit l'electricité. Le graphite est mou, et les couches, souvent séparées par d'autres atomes, ne se tiennent que par les forces de van der Waals, et glissent donc facilement les unes par rapport aux autres.

A très haute pression, le carbone a un autre allotrope nommé diamant, dans lequel chaque atome est lié à quatre autres. Le diamant a la même structure cubique que le silicium et le germanium, et, 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 transformation en graphite est si lente qu'elle est invisible. Sous certaines conditions, le carbone se cristallise en lonsdaléite, une forme similaire au diamant mais hexagonale.

Le carbone se sublime à 4100 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. Certaines de ces formes sont aussi connues sous le nom de "footballène", et ont des propriétés qui n'ont pas encore été toutes analysées.

Le carbone possède deux isotopes stables dans la nature, ¹²C (98.89%) et ¹³C (1.11%). Le d¹³C de l'atmosphère est -7?. Pendant la photosynthèse, le carbone qui se fixe dans les tissus des plantes est fortement apauvri en ¹³C par rapport à l'atmosphère. La valeur d¹³C des plantes terrestres résulte de la réaction photosynthétique utilisée par les plantes.

Le radioisotope ¹⁴C a une demi-vie de 5715 ans et est très utilisé pour la datation d'objets en archéologie. Il ne sera d'aucune utilité pour les archéologues de demain intéressés par les trésors de la civilisation actuelle. Les explosions thermonucléaires réalisées dans l'atmosphère à partir des années 1960 ont créé des excès considérables.

Voir aussi:

• Fluorocarbone
• Tableau périodique des éléments