Spectroscopie de photoémission X des niveaux de cœur et de bande de valence des molécules de fullerène C60  

Propriétés générales du carbone

 Sixième élément du tableau de classification périodique des éléments, le carbone possède des propriétés physico-chimiques remarquables. Elément d’origine naturelle, abondant, non-métallique, s’observant dans de nombreux minéraux et dans tous les composés organiques. Il est communément rencontré dans la nature comme résidu noir laissé par les mines des crayons ou par l’éclat des diamants dans les bijoux de valeur et en tant que constituant du charbon. Il est aussi présent dans de nombreux composés naturels comme le gaz carbonique de l’atmosphère, les roches calcaires, les combustibles (gaz, pétrole et dérivés, charbons, minéraux, …). Il est en plus un constituant fondamental de la matière vivante et occupe un rôle important dans la photosynthèse. Sa position dans le tableau de classification périodique de Mendeleïev, son faible rayon et son électronégativité moyenne (2,5 sur l’échelle de Pauling), lui confèrent une grande capacité à former de nombreuses liaisons presque toujours covalentes et à servir, sous sa forme pure, comme bloc de raccordement dans un produit chimique. Le carbone élémentaire est une substance inerte, insoluble aussi bien dans l’eau que dans un solvant organique. Un nombre élevé de métaux se combinent avec l’élément à température élevée pour former des carbures. Il est rencontré sous trois isotopes dont le plus stable noté 12C contient 6 électrons, 6 protons et 6 neutrons. Le carbone 14 est l’unique isotope radioactif. Le carbone pur est rencontré dans différentes formes métastables appelées variétés allotropiques, toutes solides Dans les conditions normales de température et de pression. Il s’agit des formes traditionnelles connues (graphite et diamant) et celles nouvellement découvertes (le graphène, les fullerènes, les nanotubes mono et multiparois [1]. Elles sont relativement résistantes à la corrosion chimique et brûlent toutes à haute température pour former du CO et du CO2 en présence d’oxygène. Ces formes multiples et variées confèrent au carbone une place capitale dans l’avenir de la science et la technologie modernes. 

Propriétés électroniques du carbone 

L’une des propriétés fondamentales qui permet au carbone de pouvoir se lier à la plupart des autres éléments de la classification périodique et de s’unir à lui même pour générer des structures carbonées plus ou moins longues, ramifiées, linéaires ou cycliques est sa configuration électronique. Cela s’explique par une répartition particulière de ses 6 électrons autour de son noyau atomique. Ils sont distribués suivant ses orbitales atomiques selon la configuration électronique K2 L 4 ou 1s² 2s² 2p² (Figure 1.1). Cette structure montre que le carbone compte 4 électrons périphériques ou de valence. Dans l’état fondamental du carbone, les deux uniques électrons de valence impairs devraient lui conférer, a priori, un caractère divalent au niveau de ses liaisons chimiques. Mais, les nombreux composés carbonés trouvés montrent que cet élément se comporte différemment du point de vue de sa valence. Cela est dû au fait que le carbone peut se trouver dans un état excité par la promotion de l’un de ses électrons 2s vers l’orbitale vide 2p. On dit que le carbone s’est hybridé. Cette nouvelle configuration du carbone, où ses quatre orbitales sont à moitié remplies, est relativement stable. Il sera alors en mesure de former quatre liaisons puisque ses électrons de valence sont devenus non appariés et peuvent dès lors contracter des liaisons chimiques simples, doubles ou triple

Hybridations du carbone 

Dans les composés organiques, les diverses liaisons formées par le carbone sont parfois identiques ou non et indiscernables. Cela s’explique par une réorganisation entre l’orbitale atomique 2s et les trois orbitales atomiques 2p (2px, 2py et 2pz) pour produire des orbitales dites hybrides de même énergie avec des propriétés identiques. Ce phénomène appelée hybridation se manifeste de trois façons:  ,   . Ces formes d’hybridation confèrent au carbone des géométries monodimensionnelles, bidimensionnelles ou tridimensionnelles. Grace à cette capacité d’hybridation de ses orbitales atomiques avec d’autres atomes pour former des orbitales hybrides, le carbone peut engager une auto-liaison chimique pour donner chimiquement, biologiquement, … un nombre énorme et important de molécules. 

Hybridation

 Les quatre orbitales de valence du carbone (une 2s et trois orbitales 2p) se combinent mathématiquement (puisque décrites par des équations) pour former quatre orbitales atomiques hybrides équivalentes, nommés chacune  . Figure 1.2: Représentation des orbitales
du carbone Dans cette nouvelle configuration électronique, chacun des quatre électrons de valence sur l’atome de carbone occupe une seule orbitale  . Ces orbitales hybrides  sont orientées selon 4 axes dirigés vers les sommets d’un tétraèdre régulier et faisant entre eux un angle de 109°28′ (Figure 1.2). Cette structure donne au carbone son caractère tétravalent 2s2 2p2 (2p x , 2p y , 2p z ) Etat fondamental 2s1 2p3 2p3 4 orbitales atomiques hybrides sp3 Hybridation sp3 2s1 2p3 2p3 3 orbitales atomiques hybrides sp2 Hybridation sp2 2s1 2p3 2p3 2 orbitales atomiques hybrides sp Hybridation sp 2p3 1 OA p pure 2p3 2 OA p pures 2s1 2p3 Etat excité observé dans les composés où il est simplement lié, et permet de décrire les liaisons covalentes simples. 

Hybridation 

Il s’agit d’une combinaison de l’orbitale atomique 2s avec deux des trois orbitales atomiques 2p (par exemple 2px et 2py) conduisant à trois orbitales hybrides dénommées 2 contenant chacune 1 électron. Ces orbitales sont situées dans un plan et peuvent former par recouvrement 3 liaisons σ coplanaires faisant entre elles des angles voisins de 120°. C’est le cas dans le carbone doublement lié (Figure 1.3). Il reste alors une orbitale p pure (2pz par exemple) non hybridée, orientée perpendiculairement au plan de la molécule et pouvant former par recouvrement latéral une liaison π moins forte que les liaisons σ et située de part et d’autre du plan de la molécule. On obtient une orbitale π (liante) et une orbitale π* (antiliante). Dans une molécule, la liaison π ne permet pas la rotation des 2 carbones l’un par rapport à l’autre autour de l’axe de leur liaison. Ce modèle d’hybridation permet de décrire les liaisons covalentes doubles. Figure 1.3: Représentation des orbitales   du carbone

Hybridation 

 Le modèle d’hybridation  permet de décrire les liaisons covalentes triples. Dans ce type d’hybridation, l’orbitale 2s se combine avec l’une des trois orbitales 2p (par exemple 2px) pour former deux orbitales hybrides dénommées  et orientées suivant une géométrie linéaire (180°: par exemple le long de l’axe x). Et il restera deux orbitales pures (par exemple 2py et 2pz) non hybridées et orientées de 90° l’une par rapport à l’autre le long des axes y et z et perpendiculaires à la direction des hybrides (Figure 1.4). Par un recouvrement latéral entre elles, ces orbitales pures expliquent la formation des liaisons π rencontrées dans les composés carbonés insaturés. 

Les formes allotropiques du carbone

 On appelle allotropes des éléments existants sous plusieurs formes différentes dans un même état physique (Figure 1.5) physico-chimiques et peuvent présenter des activités chimiques différentes. Les allotropes du carbone connus jusqu’ici sont le diamant, le graphène, le graphite, les fullerènes nanotubes de carbone. Dans certains cas, les formes de température, avec un point de transition dé graphite hexagonal est la seule forme Figure 1.5: Structure cristalline c) le fullerène C60, d) le nanotube de carbone, e) le graphène y z ~ 10 ~ Figure 1.4: Représentation orbitales  du carbone Les formes allotropiques du carbone On appelle allotropes des éléments existants sous plusieurs formes différentes dans un (Figure 1.5). Ils sont généralement différenciés par ques et peuvent présenter des activités chimiques différentes. Les allotropes du carbone connus jusqu’ici sont le diamant, le graphène, le graphite, les fullerènes Dans certains cas, les formes allotropiques sont stables sur une plage de température, avec un point de transition définie à laquelle une évolution la seule forme allotrope du carbone thermodynamiquement stable Structure cristalline des allotropes du carbone: a) le diamant, b) le graphite, , d) le nanotube de carbone, e) le graphène [2]. x sp du carbone On appelle allotropes des éléments existants sous plusieurs formes différentes dans un . Ils sont généralement différenciés par leurs propriétés ques et peuvent présenter des activités chimiques différentes. Les allotropes du carbone connus jusqu’ici sont le diamant, le graphène, le graphite, les fullerènes et les allotropiques sont stables sur une plage e à laquelle une évolution s’effectue. Le thermodynamiquement stable.