Atome de carbone

Composition de l'atome de carbone

L'entrée du carbone dans le tableau périodique nous donne des informations de base sur sa structure :

En regardant le numéro atomique, nous savons que le carbone a \( 6 \) protons. Le carbone a un poids atomique de \( 12,01 uma \) (unités de masse atomique) et son isotope le plus courant a \( 6 \) neutrons.

Fig.1- Entrée du carbone dans le tableau périodique

Isotopes

Par exemple, le carbone-14 est un isotope du carbone qui possède \( 8 \) neutrons. C'est également l'isotope utilisé pour la datation du carbone.

Voici la structure atomique du carbone :

Fig.2- Structure atomique du carbone neutre.

Électrons de valence

Le carbone possède deux électrons de cœur et quatre électrons de valence.

Les quatre électrons de valence du carbone sont l'une des principales raisons de son importance, que nous aborderons dans la section suivante.

Liaison : Atome de carbone

Comme le carbone possède quatre électrons de valence, il peut former quatre liaisons covalentes.

Fig.3- électrons de valence de l'atome de carbone.

Qu'est-ce qu'une liaison covalente ?

Comme il peut établir quatre liaisons, il peut se lier à la plupart des éléments. Il peut également former des liaisons doubles et triples. Cependant, il n'est pas un élément très réactif dans des conditions normales. Mais l'augmentation de la température le rend plus réactif à des espèces comme l'oxygène.

Le carbone peut également devenir :

• Un carbocation (chargé positivement) ;
• Un carbanion (chargé négativement) pour devenir encore plus réactif.

Le carbone est incroyablement polyvalent. Il peut effectuer \( 4 \) types de réactions :

Combustion

Lors de la combustion, L'atome de carbone se combine à l'oxygène pour produire de l'énergie thermique.

$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

Oxydation

Lors de l'oxydation, l'oxygène est ajouté au carbone.

$CH_3CH_2OH + O \rightarrow CH_3CHO + H_2O$

Addition

Lors de la réaction de l’addition, un élément/composé est ajouté à un élément/composé.

$HCCH + HI \rightarrow H_2CCHI$

Substitution

Dans la réaction de substitution, l'élément est substitué à un autre élément/composé.

$CH_3Cl + OH \rightarrow Cl^- + CH_3OH$

Hydrocarbure

Grâce à ces réactions, le carbone peut former de nombreux composés. Le type de composé le plus courant est l'hydrocarbure.

Nous connaissons actuellement environ un million de composés d'hydrocarbures et ce nombre augmente chaque année ! Bien que le carbone puisse former un certain nombre de molécules inorganiques (non- \(C-H \) ), celles-ci sont beaucoup moins nombreuses. Au total, le carbone forme plus de composés que tous les autres éléments réunis. Cela fait beaucoup de composés !

Le carbone peut également former de longues et solides chaînes \( C-C \) . En fait, la plus grande chaîne jamais enregistrée mesurait \( 6 000 \) carbones !

Maintenant que nous avons suffisamment parlé du carbone, examinons ses propriétés.

Propriétés physiques du carbone

Le carbone a un point de fusion de \( 3 652 °C \) et un point d'ébullition de \( 4 827 °C \) . Il est donc presque toujours présent sous forme solide. Il est mou et de couleur gris terne ou noire.

Certaines de ses propriétés physiques sont fonction de l'allotrope.

Allotrope

Quatre des allotropes du carbone les plus courants sont le diamant, le graphite, le fullerène et le graphène.

Diamant

Oui, le même diamant que celui utilisé en joaillerie.

La structure moléculaire dans laquelle les atomes sont disposés dans le diamant et la présence de liaisons covalentes fortes font du diamant le matériau le plus dur au monde.

Les atomes du diamant sont disposés selon une structure tétraédrique. La figure t'aidera à visualiser la structure du diamant.

Fig.4- La structure du diamant.

Quelles sont les propriétés du diamant ?

Le diamant étant constitué de répétitions de tétraèdres d'atomes de carbone, il forme une structure cristalline.

Parmi les autres propriétés importantes du diamant, citons :

• Excellent isolant électrique ;
• Bon conducteur de chaleur ;
• Point de fusion élevé ;
• Très faible réactivité chimique ;
• Grande transparence optique ;
• Le diamant, quant à lui, est dur, résistant ;
• Sa densité est de \( 3,51 g/cm^3 \) ;
• Le diamant ne réagit pas du tout à la température ambiante, mais peut s'enflammer vers \( 690 °C \) s'il est placé dans un environnement d'oxygène pur.

Utilisations du diamant

Le diamant étant le matériau le plus dur au monde, il est utile pour de nombreuses applications telles que la fabrication d'outils de coupe industriels, d'outils de fraisage, d'outils de meulage, de scies, etc. Sa rareté, sa faible réactivité chimique (et donc sa grande compatibilité biologique) et, bien sûr, sa beauté en font un matériau précieux pour l'industrie de la joaillerie.

Le diamant ne se forme naturellement que dans les conditions de température et de pression élevées que l'on trouve sous la croûte terrestre et ne peut être créé en laboratoire.

Graphite

Comme le diamant, il se forme naturellement dans des conditions de température et de pression élevées sous la croûte terrestre.

Chaque anneau comporte \( 6 \) atomes de carbone, et de nombreuses couches de ce type empilées les unes sur les autres forment la structure du graphite.

Fig.5- Le graphite

Regarde la figure pour une meilleure visualisation. Les atomes du graphite sont également disposés de manière hexagonale, mais en feuilles plates, ce qui explique qu'il soit beaucoup plus fragile.

Fig.6- L'angle formé dans la structure du graphite

Quelles sont les propriétés du graphite ?

Comme chaque atome de carbone n'établit que trois liaisons covalentes, il possède un électron libre non apparié.

• Cet électron non apparié est délocalisé dans la structure du graphite, c'est-à-dire qu'il n'est associé à aucun atome particulier et peut se déplacer dans l'ensemble de la structure. C'est ce qui permet au graphite de conduire l'électricité.
• C'est également grâce à ces électrons qu'il existe de faibles forces intermoléculaires entre les couches (représentées par des lignes en pointillé), ce qui permet aux couches de glisser les unes sur les autres, d'où la souplesse et la douceur du graphite.
• Le graphite est donc le seul lubrifiant à l'état solide que l'on trouve à l'état naturel. Les autres propriétés du graphite sont les suivantes
• Bon conducteur de chaleur.
• Point de fusion et d'ébullition élevé.
• Stabilité thermique élevée.
• Le graphite est doux et léger ;
• Il est un bon conducteur de chaleur et d'électricité ;
• Sa densité est de \( 2,26 g/cm^3 \) .
• Le graphite peut réagir violemment avec des agents oxydants puissants comme le fluor, et la poussière et l'air ;
• Le graphite est explosif lorsqu'il est enflammé.

Comparaison du diamant et du graphite

Ces différences sont liées à la façon dont les atomes de carbone sont disposés. Tu trouveras dans le tableau ci-dessous une comparaison entre les deux structures :

Fig.7- Comparaison entre le diamant et le graphite

Fullerène

Le buckminsterfullerène est une molécule composée de \( 60 \) atomes de carbone disposés en forme de sphère creuse, comme tu peux l'observer sur la figure. Sa structure comporte \( 20 \) anneaux hexagonaux et \( 12 \) anneaux pentagonaux. Les fullerènes peuvent être utilisés comme lubrifiants, catalyseurs ou même dans les produits pharmaceutiques pour cibler des bactéries spécifiques dans le corps.

Graphène

Une simple couche de graphite est appelée graphène. Il s'agit du matériau le plus fin jamais isolé - son épaisseur n'est que d'un atome. Le graphène possède des propriétés similaires à celles du graphite. Par exemple, il est un excellent conducteur d'électricité. Cependant, il est également de faible densité, flexible et extrêmement résistant pour sa masse. À l'avenir, tu pourrais trouver des appareils électroniques portables fabriqués à partir de graphène et intégrés à tes vêtements. Nous l'utilisons actuellement pour l'administration de médicaments et les panneaux solaires.

Autres allotropes du carbone

Les différents allotropes font du carbone un matériau polyvalent. Si ces deux allotropes sont les plus courants, il en existe bien d'autres. Voici un tableau présentant d'autres allotropes du carbone :

Plusieurs de ces allotropes (comme la diamine) n'existent que dans certaines conditions, comme les environnements à haute pression.

Atome de carbone en chimie organique

Grâce à ses propriétés, le carbone est un élément constitutif de la vie. Tous les êtres vivants sont constitués de carbone. Tout le domaine de la chimie organique est consacré au carbone, c'est un élément important !

Il existe des centaines de composés organiques différents. En fait, des milliers, voire des millions. Ils sont tous basés sur des atomes de carbone, liés de manière covalente à d'autres éléments. Ce sont les deux idées fondamentales des composés organiques.

Les molécules organiques sont toutes basées sur l'élément carbone. Constituer l'épine dorsale de tous les composés organiques du monde est une lourde tâche, mais le carbone s'en acquitte avec succès.

Atome de carbone en biochimie

Dans la composition des organismes de tous les êtres vivants de tous types, nous retrouvons entre \( 96 \) et \( 98 \% \) de ces quatre atomes \( C, H, N \) et \( O \) que ce soit dans la cellule animale ou végétale.

Ces quatre éléments principaux ont pu fournir les molécules de la vie grâce à leurs propriétés particulières. Ils sont représentés de manière homogène comme nous l'avons dit dans tous les organismes. Nous remarquons que ce sont des atomes de faible numéro atomique. Donc si l'on se réfère à leur configuration électronique faible, ce sont les plus petits atomes qui en établissant une ou plusieurs liaisons sont capables d'acquérir une couche externe complète. Ils satisfont alors à la règle de l'octet et sont stables.

Les molécules organiques sont simplement un ensemble de produits chimiques contenant l'élément carbone, ainsi que de l'hydrogène, de l'oxygène, de l'azote et parfois d'autres éléments. Le méthane, les acides aminés et les hydrocarbures sont des exemples de molécules organiques, bien qu'ils soient généralement associés à la vie sur Terre.

Utilisations du carbone

Le carbone a de nombreuses utilisations. En voici un petit aperçu :

• Il est utilisé dans les combustibles fossiles (hydrocarbures) ;
• Utilisé dans les crayons (graphite) ;
• Utilisé en joaillerie (diamant) ;
• Respiré par les plantes et transformé en oxygène (photosynthèse) ( \( CO_2 \) ) ;
• Utilisé dans les matériaux à haute résistance à la traction (fullerène/buckyball) ;
• \( 12 \% \) du corps humain (carbone élémentaire).

Il existe bien d'autres utilisations, mais celles-ci te donnent un bon aperçu de l'étendue du carbone. Ce n'est pas pour rien qu'on l'appelle l'élément constitutif de la vie !