Qu'ont en commun les alliances en diamant, les crayons de dessin, les t-shirts en coton et les boissons énergisantes ? Ils sont tous constitués principalement de carbone. L'atome de carbone est l'un des éléments les plus fondamentaux de la vie. Par exemple, il représente \( 18,5 \% \) de la masse du corps humain. On le trouve notamment dans les cellules musculaires, dans la circulation sanguine et dans les gaines conductrices qui entourent les neurones.
Ces composés sont généralement constitués de carbone lié à d'autres éléments tels que l'hydrogène, et tu les étudieras plus en détail dans le cours de chimie organique. Cependant, nous pouvons également trouver des structures composées uniquement de carbone. Le diamant et le graphite en sont des exemples.
- Ce résumé de cours porte sur l'atome de carbone.
- Tout d'abord, nous verrons la composition de l'atome de carbone.
- Ensuite, nous examinerons les isotopes de carbone et les électrons de valence.
- Ensuite, nous examinerons la liaison de l'atome de carbone et les différents types de réactions.
- Nous explorerons les hydrocarbures.
- Nous aborderons les allotropes de carbone : le diamant, le graphite, le fullerène et le graphène.
- Nous présenterons l'importance de l'atome de carbone dans la chimie organique et la biochimie.
- Enfin, nous parlerons des nombreuses utilisations du carbone.
Pour nous aider à comprendre les propriétés chimiques du carbone, nous devons d'abord examiner sa composition atomique.
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
Les isotopes sont des formes différentes d'un élément dont le nombre de neutrons varie.
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 électrons de valence sont les électrons situés dans l'anneau le plus externe/le niveau d'énergie le plus élevé. Ces électrons sont utilisés dans les liaisons.
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 ?
Dans une liaison covalente, les électrons sont partagés entre les deux éléments.
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.
Oxydation
Lors de l'oxydation, l'oxygène est ajouté au carbone.
Addition
Lors de la réaction de l’addition, un élément/composé est ajouté à un élément/composé.
Substitution
Dans la réaction de substitution, l'élément est substitué à un autre élément/composé.
Hydrocarbure
Grâce à ces réactions, le carbone peut former de nombreux composés. Le type de composé le plus courant est l'hydrocarbure.
Un hydrocarbure est un composé contenant à la fois du carbone et de l'hydrogène.
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.
Si tu veux en savoir plus sur les hydrocarbures, consulte le résumé de cours " hydrocarbure".
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
Un allotrope est une version d'un élément dont la structure physique est différente. La liaison des atomes au sein de la molécule diffère, ce qui entraîne des propriétés physiques différentes.
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.
Le diamant est entièrement constitué d'atomes de carbone. Chaque atome de carbone forme \( 4 \) liaisons covalentes simples avec \( 4 \) autres atomes de carbone dans le diamant.
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.
Le graphite est un autre allotrope cristallin du carbone. Dans le graphite, chaque atome de carbone établit trois liaisons covalentes simples avec trois autres atomes de carbone. Les atomes forment une couche plane d'anneaux hexagonaux joints.
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
Les fullerènes sont des molécules d'atomes de carbone à structure creuse. Les fullerènes ont généralement des anneaux hexagonaux à \( 6 \) atomes de carbone, mais parfois aussi des anneaux pentagonaux à \( 5 \) atomes de carbone. La première molécule de fullerène découverte est le Buckminsterfullerène \( (C_{60}) \) .
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.
Un autre groupe intéressant et relativement récent de molécules de fullerènes est appelé nanotube de carbone, et ils sont exactement ce que leur nom suggère.
Imagine que tu coupes une seule couche de graphite. Une seule couche de graphite aura une épaisseur d'un atome et comportera des anneaux de \( 6 \) atomes de carbone. Plie ensuite cette couche pour former un tube, et tu obtiens un nanotube de carbone. Les nanotubes de carbone ont une grande résistance à la traction, ce qui signifie qu'ils peuvent être étirés sans se rompre. Ils sont également de bons conducteurs d'électricité et de chaleur grâce aux électrons délocalisés, tout comme le graphite.
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 :
| Nom | Propriétés remarquables |
| Lonsdaleite (diamant hexagonal) | Il s'agit d'un allotrope intermédiaire entre le graphite et le carbone. Elle possède le réseau hexagonal du graphite, mais sa densité est beaucoup plus proche de celle du diamant. |
| Diamène | Forme 2D du diamant |
| Carbone amorphe | N'a pas de structure cristalline. |
| Carbone vitreux | Couramment utilisé comme matériau d'électrode |
| Nanomousse de carbone | Amas d'atomes de carbone de faible densité |
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 composés organiques sont des molécules constituées de carbone lié de manière covalente à d'autres atomes, le plus souvent de l'hydrogène, de l'oxygène et de l'azote.
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 !
Atome de carbone - Points clés
- Le carbone possède \( 6 \) protons, (généralement) \( 6 \) neutrons et \( 6 \) électrons.
- Les isotopes sont des formes différentes d'un élément dont le nombre de neutrons varie.
- Les électrons de valence sont les électrons de l'anneau le plus externe/le niveau d'énergie le plus élevé.
- Ces électrons sont utilisés dans les liaisons.
- Dans une liaison covalente, les électrons sont partagés entre les deux éléments. Le carbone possède quatre électrons de valence et peut donc établir quatre liaisons covalentes.
- Le carbone est très polyvalent et peut former de longues et solides chaînes \( C-C \) .
- Un hydrocarbure est un composé contenant à la fois du carbone et de l'hydrogène.
- Un allotrope est une version d'un élément dont la structure physique est différente.
- Les allotropes les plus courants du carbone sont le diamant, le graphite, le fullerène et le graphène.
- Tout le domaine de la chimie organique et de la biochimie est consacré au carbone.
- Le carbone a de nombreuses utilisations, notamment comme carburant, pour la photosynthèse et pour la formation de la vie organique.
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