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Carbone Graphite (à gauche) et diamant (à droite), les deux allotropes du carbo

Carbone Graphite (à gauche) et diamant (à droite), les deux allotropes du carbone les plus connus Bore ← Carbone → Azote — 6C ↑ C ↓ Si Tableau complet • Tableau étendu Position dans le tableau périodique Symbole C Nom Carbone Numéro atomique 6 Groupe 14 Période 2e période Bloc Bloc p Famille d'éléments Non-métal Configuration électronique [He] 2s2 2p2 Électrons par niveau d’énergie 2, 4 Propriétés atomiques de l'élément Masse atomique 12,01074 ± 0,0008 u Rayon atomique (calc) 70 pm (67 pm) Rayon de covalence sp3 76 ± 1 pm sp2 73 ± 2 pm sp 69 ± 1 pm Rayon de van der Waals 150 pm État d’oxydation -4, 0, +4, +2 Électronégativité (Pauling) 2,55 Oxyde Acide faible Énergies d’ionisation 1re : 11,26030 eV 2e : 24,3833 eV 3e : 47,8878 eV 4e : 64,4939 eV 5e : 392,087 eV 6e : 489,99334 eV Isotopes les plus stables Iso AN Période MD Ed PD MeV 12C 98,93 % stable avec 6 neutrons 13C 1,07 % stable avec 7 neutrons 14C trace 5 730 ans β- 0,156 14N Carbone Le carbone est l'élément chimique de numéro atomique 6 et de symbole C. Il possède trois isotopes naturels : 12C et 13C qui sont stables ; 14C qui est radioactif de demi-vie 5 730 années ce qui permet de dater des éléments utilisant du carbone pour leur structure . Le carbone est l'élément le plus léger du groupe 14 du tableau périodique. Le corps simple carbone présente plusieurs formes allotropiques dont principalement le graphite et le diamant. L'élément carbone forme divers composés inorganiques comme le dioxyde de carbone CO2, et une grande variété de composés organiques et de polymères. C'est l'élément de base de toutes les formes de vie connues. Le carbone est le 4e élément le plus abondant dans l'univers et le 15e le plus abondant dans la croûte terrestre. Il est présent sur Terre à l'état de corps simple (charbon et diamants), de composés inorganiques (CO2) et de composés organiques (biomasse, pétrole et gaz naturel). De nombreuses structures basées sur le carbone ont également été synthétisées : charbon actif, noir de carbone, fibres, nanotubes, fullerènes et graphène. La combustion du carbone sous toutes ses formes a été le fondement du développement technologique dès la préhistoire. Les matériaux à base de carbone ont des applications dans de nombreux autres domaines : matériaux composites, batteries lithium-ion, dépollution de l'air et de l'eau, électrodes pour les fours à arc ou la synthèse de l'aluminium, etc. Histoire et étymologie Élément Formation Isotopes et masse atomique Structure électronique Corps simple État solide Liquide et gaz Composés Carbone organique Carbone inorganique Carbone minéral Dangers du carbone et de ses composés Notes et références Notes Références Voir aussi Bibliographie Articles connexes Liens externes Le nom carbone vient du latin carbo, carbōnis (« charbon ») . La fabrication de carbone sous forme de charbon de bois par pyrolyse du bois sous une couche de terre était aussi connue des Romains . Le carbone sous sa forme diamant est connu depuis l'antiquité en Asie, il est aussi mentionné dans l'ancien testament . Son nom vient aussi du romain adámas, adámantis (« acier dur »). La notion d'élément carbone apparaît lorsque René Antoine Ferchault de Réaumur étudie la formation d'acier à partir de fer, il constate que cette transformation correspond à l'absorption d'un élément par le fer . En 1772, Antoine Lavoisier étudie ensuite la combustion de charbon et de diamants, il constate la formation quantitative de dioxyde de carbone mais ne détecte pas la formation d'eau. Il prouve ainsi que ces deux matériaux sont formés uniquement de carbone. Le graphite naturel était connu depuis l'antiquité, mais sa nature n'était pas comprise car on le confondait avec la molybdénite et on croyait que c'était une forme de plomb . En 1779, Carl Wilhelm Scheele démontre, lui aussi par oxydation du graphite, qu'il est composé principalement de carbone. En 1787, la Nomenclature chimique de Louis-Bernard Guyton-Morveau lui consacre un article en définissant le carbone comme la forme pure du charbon . 1, 2 3 3 3 4 5 a Sommaire Histoire et étymologie 10 11 12 13 11 14 Propriétés physiques du corps simple État ordinaire Solide diamagnétique Allotrope à l'état standard Graphite Autres allotropes Diamant, graphène, nanotubes, fullerènes, carbone amorphe Masse volumique 1,8 à 2,1 g·cm-3 (amorphe), 1,9 à 2,3 g·cm-3 (graphite), 3,15 à 3,53 g·cm-3 (diamant), 3,513 g·cm-3 (diamant gemme, 25 °C) Système cristallin Hexagonal (graphite) Cubique diamant (diamant) Dureté 0,5 Couleur Noir (graphite) Point d’ébullition 3 825 °C (sublimation) Énergie de vaporisation 355,8 kJ·mol-1 Point triple 4 489 °C, 10 800 kPa Volume molaire 5,29×10 m3·mol-1 Vitesse du son 18 350 m·s-1 à 20 °C Chaleur massique 710 J·kg-1·K-1 Conductivité électrique 61×10 S·m-1 Conductivité thermique 129 W·m-1·K-1 Divers No CAS 7440-44-0 No ECHA 100.028.321 (http://echa.eu ropa.eu/fr/substance-inform ation/-/substanceinfo/100.0 28.321) Précautions SIMDUT Produit non contrôlé Ce produit n'est pas contrôlé selon les critères de classification du SIMDUT. Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. Le nom « carbone » n'apparaît dans le dictionnaire de l'Académie française qu'à sa 6e édition (1832-5). Le XIXe siècle correspond à l'essor du carbone pour la production d'énergie. Par exemple, en 1865, Antoine César Becquerel publie le contenu en carbone des principales formes de bois d'énergie achetés à l'époque à Paris : 1 stère de bois dur (chêne, l'orme, le charme, le hêtre et le frêne) : 140 kilos ; 1 stère de bois blanc (bouleau, le tremble, le peuplier et les bois résineux) : 87 kilos ; 1 stère de bois à fagots et cotrets : 122 kilos. L'histoire est ensuite marquée par l'importance accrue du carbone, on peut citer par exemple : 1828 : découverte des composés organiques et de la chimie organique (voir article Friedrich Wöhler) ; 1842 : avec la résistance des matériaux, August Wöhler pose les fondements de la future « science des matériaux » ; 1985 : découverte des fullerènes par Robert Curl, Harold Kroto et Richard Smalley ; 2004 : découverte du graphène par Andre Geim, composé d'une seule couche de Graphite. 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). Le carbone est présent sur Terre depuis la formation de celle-ci. 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. Le carbone possède deux isotopes stables dans la nature : 12C (abondance = 98,93 %) qui a été choisi comme nucléide de référence unique pour la masse atomique 12, après plusieurs propositions (anciennement l’hydrogène, puis conjointement avec l’oxygène pour les chimistes). 13C (abondance = 1,07 %). La masse atomique du carbone, 12,010 7, est légèrement supérieure à 12 en raison de la présence de l'isotope, 13C. Le carbone possède aussi deux radio-isotopes : 14C : période radioactive de 5 730 ans 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. 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. Le carbone possédant six électrons adopte une configuration électronique à l'état fondamental 1s2 2s2 2p2. Il possède quatre électrons sur sa couche de valence, ce qui lui permet de former quatre liaisons covalentes, dont des liaisons de type (première liaison avec un atome) ou de type (seconde ou troisième liaison). Les liaisons de type sont toujours accompagnées d'une liaison de type . Le recouvrement des fonctions électroniques dans une liaison est plus faible. Ces liaisons sont donc moins « solides ». Le carbone est présent dans la nature dans deux formes allotropiques principales : le graphite, empilement de structures cristallines hexagonales et monoplanes (graphène), 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. 1 6 7 1 -6 3 8 9 15 Élément Formation Isotopes et masse atomique Structure électronique Corps simple État solide Huit formes du carbone : diamant, graphite, lonsdaléite, buckminsterfullerène et deux autres uploads/s3/ carbone.pdf