Le carbone sous ses formes élémentaires (charbon de bois, suie, diamant, graphite) est connu depuis la préhistoire. Les humains utilisaient le charbon de bois comme combustible et pour créer des pigments dans les peintures rupestres il y a plus de 30 000 ans. Les diamants étaient prisés comme gemmes précieuses depuis l'Antiquité. Cependant, ce n'est qu'en 1772 qu'Antoine Lavoisier (1743-1794) démontra que le diamant est une forme de carbone pur en le brûlant et en observant que seul du dioxyde de carbone était produit. En 1779, le chimiste suédois Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) montra que le graphite était également du carbone pur. Le nom carbone dérive du latin carbo signifiant « charbon ». En 1985, une nouvelle forme allotropique du carbone fut découverte : les fullerènes (C₆₀), suivis des nanotubes de carbone en 1991 et du graphène en 2004, révolutionnant la science des matériaux.
Le carbone (symbole C, numéro atomique 6) est un non-métal du groupe 14 du tableau périodique, constitué de six protons, généralement six neutrons (pour l'isotope le plus courant) et six électrons. Les isotopes stables sont le carbone-12 \(\,^{12}\mathrm{C}\) (≈ 98,93 %) et le carbone-13 \(\,^{13}\mathrm{C}\) (≈ 1,07 %). Le carbone-14 \(\,^{14}\mathrm{C}\) est radioactif avec une demi-vie de 5 730 ans, utilisé pour la datation archéologique.
Le carbone présente plusieurs formes allotropiques aux propriétés radicalement différentes. Le diamant est transparent, extrêmement dur (10 sur l'échelle de Mohs), isolant électrique, avec une structure tétraédrique où chaque atome est lié à quatre autres (hybridation sp³). Le graphite est opaque, noir, tendre, conducteur électrique, avec une structure en feuillets plans où chaque atome est lié à trois autres (hybridation sp²). D'autres formes incluent les fullerènes (structures sphériques ou ellipsoïdales), les nanotubes de carbone (feuillets de graphène enroulés) et le graphène (un seul feuillet atomique de graphite). Le carbone amorphe existe dans des formes comme le charbon de bois, le noir de carbone et la suie.
Densité : graphite ≈ 2.26 g/cm³, diamant ≈ 3.51 g/cm³. Point de fusion (graphite, sous pression) : ≈ 3823 K (3550 °C). Point de sublimation (graphite, pression atmosphérique) : ≈ 3915 K (3642 °C).
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Décroissance / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Carbone-11 — \(\,^{11}\mathrm{C}\,\) | 6 | 5 | 11.011433 u | Non naturel | 20.334 minutes | Radioactif β\(^+\) donnant \(\,^{11}\mathrm{B}\) ; utilisé en tomographie par émission de positrons (TEP). |
| Carbone-12 — \(\,^{12}\mathrm{C}\,\) | 6 | 6 | 12.000000 u (par définition) | ≈ 98.93 % | Stable | Isotope de référence pour l'échelle des masses atomiques ; base de toute la chimie organique. |
| Carbone-13 — \(\,^{13}\mathrm{C}\,\) | 6 | 7 | 13.003355 u | ≈ 1.07 % | Stable | Utilisé en spectroscopie RMN du carbone-13 et comme traceur en biochimie et géochimie. |
| Carbone-14 — \(\,^{14}\mathrm{C}\,\) | 6 | 8 | 14.003241 u | Traces (cosmogénique) | 5 730 ans | Radioactif β\(^-\) donnant \(\,^{14}\mathrm{N}\) ; produit par rayons cosmiques ; utilisé pour la datation au carbone-14. |
| Carbone-15 — \(\,^{15}\mathrm{C}\,\) | 6 | 9 | 15.010599 u | Non naturel | 2.449 s | Radioactif β\(^-\) ; produit artificiellement dans les accélérateurs de particules. |
| Autres isotopes — \(\,^{8}\mathrm{C}-\,^{10}\mathrm{C},\,^{16}\mathrm{C}-\,^{22}\mathrm{C}\) | 6 | 2-4, 10-16 | — (résonances) | Non naturels | \(10^{-21}\) — 0.747 s | États instables observés en physique nucléaire ; certains ont des structures de halo de neutrons. |
N.B. :
Les couches électroniques : Comment les électrons s'organisent autour du noyau.
Le carbone possède 6 électrons répartis sur deux couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s² 2p², ou de manière simplifiée : [He] 2s² 2p². Cette configuration peut aussi s'écrire : K(2) L(4).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 4 électrons répartis en 2s² 2p². Les orbitales 2s sont complètes, tandis que les orbitales 2p ne contiennent que 2 électrons sur 6 possibles. Il manque donc 4 électrons pour atteindre la configuration stable du néon avec 8 électrons (octet).
Les 4 électrons de la couche externe (2s² 2p²) constituent les électrons de valence du carbone. Cette configuration explique ses propriétés chimiques :
En gagnant 4 électrons, le carbone forme théoriquement l'ion C⁴⁻ (degré d'oxydation -4), état très rare observé uniquement dans certains carbures métalliques comme Al₄C₃, adoptant ainsi la configuration stable du néon [Ne].
En perdant 4 électrons, le carbone formerait l'ion C⁴⁺ (degré d'oxydation +4), état également ionique rare mais observé dans le dioxyde de carbone CO₂ sous forme covalente.
Le carbone peut présenter des degrés d'oxydation intermédiaires : -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 et +4, avec une préférence pour les liaisons covalentes plutôt qu'ioniques.
Le degré d'oxydation 0 correspond au carbone élémentaire, qui existe sous plusieurs formes allotropiques : diamant, graphite, graphène, fullerènes et nanotubes de carbone.
La configuration électronique du carbone, avec 4 électrons sur sa couche de valence, le place dans le groupe 14 du tableau périodique et lui confère une position unique en chimie. Cette structure lui confère des propriétés caractéristiques exceptionnelles : capacité à former quatre liaisons covalentes stables en partageant ses électrons de valence, aptitude à former des liaisons simples, doubles ou triples avec lui-même et d'autres éléments, et possibilité de créer des chaînes linéaires, ramifiées ou cycliques de longueur virtuellement illimitée (caténation). Le carbone forme rarement des ions car les énergies nécessaires pour gagner ou perdre 4 électrons sont trop importantes. Il privilégie donc les liaisons covalentes où les électrons sont partagés. Cette capacité unique à former des structures moléculaires complexes et variées fait du carbone l'élément fondamental de la chimie organique et de la vie. L'importance du carbone est absolument fondamentale : il est l'élément de base de toute la chimie organique et de la vie sur Terre. Tous les organismes vivants sont construits autour de molécules carbonées (glucides, lipides, protéines, acides nucléiques). Le carbone forme plus de composés que tous les autres éléments réunis, avec des millions de molécules organiques différentes connues. Ses formes allotropiques ont des propriétés remarquables : le diamant est le matériau naturel le plus dur, le graphite est un excellent conducteur et lubrifiant, le graphène possède des propriétés électroniques exceptionnelles. Le cycle du carbone régule le climat terrestre via le CO₂ atmosphérique. Industriellement, le carbone est utilisé sous forme de charbon, coke, noir de carbone, fibres de carbone, et dans d'innombrables applications allant des combustibles aux matériaux de haute technologie.
Le carbone possède quatre électrons de valence, lui permettant de former quatre liaisons covalentes stables. Cette tétravalence et la capacité du carbone à former des liaisons simples, doubles et triples avec lui-même et d'autres éléments (notamment hydrogène, oxygène, azote, soufre, phosphore) sont à l'origine de l'extraordinaire diversité de la chimie organique. Le carbone peut former des chaînes linéaires, ramifiées, cycliques et des structures tridimensionnelles complexes, créant ainsi des millions de composés organiques différents.
Le carbone élémentaire est relativement inerte à température ambiante mais réagit avec l'oxygène à haute température pour former du dioxyde de carbone (CO₂) ou du monoxyde de carbone (CO) selon les conditions. Il réagit avec les métaux pour former des carbures, avec l'hydrogène pour produire des hydrocarbures, et avec les halogènes pour donner des tétrahalogénures de carbone. Le carbone peut exister dans plusieurs états d'hybridation (sp, sp², sp³), déterminant la géométrie et les propriétés de ses composés.
Le carbone est l'élément central de la biochimie. Tous les organismes vivants connus sont basés sur des molécules organiques carbonées : glucides, lipides, protéines, acides nucléiques. La capacité unique du carbone à former des macromolécules stables et complexes en fait l'élément fondamental de la vie telle que nous la connaissons.
Le carbone est le quatrième élément le plus abondant dans l'univers observable (après l'hydrogène, l'hélium et l'oxygène) et joue un rôle absolument central dans l'évolution stellaire et galactique. Contrairement à l'hydrogène et l'hélium qui proviennent du Big Bang, le carbone est entièrement produit par nucléosynthèse stellaire dans le cœur des étoiles massives.
La formation du carbone dans les étoiles se fait par le processus triple-alpha : trois noyaux d'hélium-4 fusionnent pour former du carbone-12 à des températures supérieures à 100 millions de kelvins. Cette réaction est rendue possible par l'existence d'un état excité particulier du carbone-12 (état de Hoyle, prédit en 1953 par Fred Hoyle), qui permet de surmonter le « fossé du béryllium-8 ». Sans cette coïncidence quantique remarquable, le carbone ne pourrait pas se former efficacement, et la vie basée sur le carbone n'existerait probablement pas. Cette observation a été l'un des premiers arguments du principe anthropique en cosmologie.
Dans les étoiles massives évoluées, le carbone sert de combustible pour des réactions de fusion ultérieures (combustion du carbone) à des températures d'environ 600 millions de kelvins, produisant du néon, du sodium et du magnésium. Le carbone est également un catalyseur essentiel dans le cycle CNO (carbone-azote-oxygène), un processus de fusion de l'hydrogène en hélium qui domine dans les étoiles plus massives que le Soleil.
Les étoiles en fin de vie enrichissent le milieu interstellaire en carbone via les vents stellaires et les explosions de supernovae. Les étoiles de type AGB (géantes asymptotiques) sont particulièrement efficaces pour produire et disperser du carbone, créant des étoiles carbonées où le carbone est plus abondant que l'oxygène dans l'atmosphère stellaire. Ce carbone stellaire forme des poussières de carbone dans le milieu interstellaire, qui jouent un rôle crucial dans la formation de nouvelles étoiles et planètes.
Dans le milieu interstellaire, le carbone existe sous plusieurs formes : atomique (C, C⁺), moléculaire (CO, C₂, chaînes carbonées), sous forme de grains de graphite et de molécules aromatiques polycycliques (HAP). Le monoxyde de carbone (CO) est le deuxième composé moléculaire le plus abondant après H₂ et sert de traceur principal pour cartographier les nuages moléculaires froids où se forment les étoiles.
Le rapport isotopique ¹²C/¹³C dans les étoiles et les objets planétaires fournit des informations précieuses sur les processus de nucléosynthèse, de mélange stellaire et d'évolution chimique galactique. Les variations de ce rapport observées dans les météorites primitives et les poussières interstellaires révèlent la diversité des sources stellaires qui ont contribué à la formation de notre système solaire.
N.B. :
Le cycle du carbone cosmique illustre l'interconnexion profonde entre les étoiles, le milieu interstellaire et la formation planétaire. Le carbone formé dans les étoiles est dispersé dans l'espace, s'incorpore dans les nuages moléculaires, participe à la formation de nouvelles générations d'étoiles et de systèmes planétaires, et finalement permet l'émergence de la vie sur des planètes comme la Terre. Sur notre planète, le carbone circule entre l'atmosphère (CO₂), les océans (carbonates dissous), la biosphère (matière organique vivante) et la lithosphère (roches carbonatées, combustibles fossiles) dans un cycle géochimique complexe. L'humanité perturbe actuellement ce cycle en libérant massivement du carbone fossile dans l'atmosphère, provoquant un réchauffement climatique global. Comprendre le cycle du carbone à toutes les échelles, du cosmique au planétaire, est donc essentiel non seulement pour la science fondamentale mais aussi pour l'avenir de notre civilisation.
