Faits sur le carbone - Numéro atomique 6 ou C

Le carbone est l'élément avec le numéro atomique 6 sur le tableau périodique avec le symbole C. Cet élément non métallique est la clé de la chimie des organismes vivants, principalement en raison de son état tétravalent, qui lui permet de former quatre liaisons chimiques covalentes avec d'autres atomes. Voici des faits sur cet élément important et intéressant.

Faits fondamentaux sur le carbone

Numéro atomique: 6

Symbole: C

Poids atomique: 12.011

Découverte: Le carbone existe dans la nature et est connu depuis la préhistoire. Les premières formes connues étaient le charbon de bois et la suie. Les diamants étaient connus en Chine au moins dès 2500 avant notre ère. Les Romains savaient fabriquer du charbon de bois à partir du bois en le chauffant dans un récipient couvert pour exclure l'air. René Antoine Ferchault de Réaumur a montré que le fer était transformé en acier par l'absorption de carbone en 1722. En 1772, Antoine Lavoisier a démontré que les diamants étaient du carbone en chauffant du diamant et du charbon de bois et en mesurant le dioxyde de carbone libéré par gramme.

Configuration électronique: [He] 2s²2p²

Origine des mots: Latin carbo, Kohlenstoff allemand, carbone français: charbon ou charbon de bois

Isotopes: Il existe sept isotopes naturels du carbone. En 1961, l'Union internationale de chimie pure et appliquée a adopté l'isotope carbone 12 comme base des poids atomiques. Le carbone 12 représente 98,93% du carbone naturel, tandis que le carbone 13 forme les 1,07% restants. Les réactions biochimiques utilisent de préférence le carbone 12 par rapport au carbone 13. Le carbone 14 est un radio-isotope qui se produit naturellement. Il est fabriqué dans l'atmosphère lorsque les rayons cosmiques interagissent avec l'azote. Parce qu'il a une courte demi-vie (5730 ans), l'isotope est presque absent des roches, mais la désintégration peut être utilisée pour la datation au radiocarbone des organismes. Quinze isotopes de carbone sont connus.

Propriétés: Le carbone se trouve libre dans la nature sous trois formes allotropes: amorphe (noir de fumée, noir d'os), graphite et diamant. On pense qu'une quatrième forme, le carbone «blanc», existe. D'autres allotropes de carbone comprennent le graphène, les fullerènes et le carbone vitreux. Le diamant est l'une des substances les plus dures, avec un point de fusion et un indice de réfraction élevés. Le graphite, quant à lui, est extrêmement doux. Les propriétés du carbone dépendent en grande partie de son allotrope.

Les usages: Le carbone forme des composés nombreux et variés aux applications illimitées. Plusieurs milliers de composés du carbone font partie intégrante des processus biologiques. Le diamant est considéré comme une pierre précieuse et est utilisé pour la coupe, le forage et les roulements. Le graphite est utilisé comme creuset pour faire fondre les métaux, dans les crayons, pour la protection contre la rouille, pour la lubrification et comme modérateur pour ralentir les neutrons pour la fission atomique. Le carbone amorphe est utilisé pour éliminer les goûts et les odeurs.

Classification des éléments: Non métallique

Toxicité: Le carbone pur est considéré comme non toxique. Il peut être consommé sous forme de fusain ou de graphite ou utilisé pour préparer l'encre de tatouage. Cependant, l'inhalation de carbone irrite le tissu pulmonaire et peut entraîner une maladie pulmonaire. Le carbone est essentiel à la vie, car il constitue la pierre angulaire des protéines, des acides nucléiques, des glucides et des graisses.

La source: Le carbone est le quatrième élément le plus abondant de l'univers, après l'hydrogène, l'hélium et l'oxygène. C'est le 15e élément le plus abondant de la croûte terrestre. L'élément se forme dans des étoiles géantes et supergéantes via le processus triple-alpha. Lorsque les étoiles meurent sous forme de supernovae, le carbone est dispersé par l'explosion et fait partie de la matière intégrée dans de nouvelles étoiles et planètes.

Données physiques sur le carbone

Densité (g / cc): 2,25 (graphite)

Point de fusion (K): 3820

Point d'ébullition (K): 5100

Apparence: dense, noir (noir de carbone)

Volume atomique (cc / mol): 5.3

Rayon ionique: 16 (+ 4e) 260 (-4e)

Chaleur spécifique (@ 20 ° C J / g mol): 0,711

Température de Debye (° K): 1860,00

Numéro de négativité de Pauling: 2,55

Première énergie ionisante (kJ / mol): 1085,7

États d'oxydation: 4, 2, -4

La structure en treillis: Diagonale

Constante de réseau (Å): 3,570

Structure en cristal: hexagonal

Électronégativité: 2,55 (échelle de Pauling)

Rayon atomique: 70 h

Rayon atomique (calculé): 67 h

Rayon covalent: 77 h

Rayon de Van der Waals: 170 h

Ordre magnétique: diamagnétique

Conductivité thermique (300 K) (graphite): (119-165) W · m − 1 · K − 1

Conductivité thermique (300 K) (diamant): (900-2320) W · m − 1 · K − 1

Diffusivité thermique (300 K) (diamant): (503-1300) mm² / s

Dureté Mohs (graphite): 1-2

Dureté Mohs (diamant): 10,0

Numéro d'enregistrement CAS: 7440-44-0

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Sources

• Deming, Anna (2010). "Roi des éléments?". Nanotechnologie. 21 (30): 300201. doi: 10.1088 / 0957-4484 / 21/30/300201
• Lide, D. R., éd. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86e éd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
• Weast, Robert (1984). CRC, Manuel de chimie et physique. Boca Raton, Floride: Chemical Rubber Company Publishing. pp. E110. ISBN 0-8493-0464-4.