Grande Encyclopédie Larousse 1971-1976Éd. 1971-1976
C

carbone (suite)

À température supérieure à 570 °C, il existe les équilibres
Fe3O4 + CO ⇄ 3FeO + CO2,
FeO + CO ⇄ Fe + CO2,
et, à température un peu inférieure à 570 °C, la réaction est
3Fe3O4 + 4CO ⇄ 3Fe + 4CO2.

L’oxyde de carbone sous pression se combine vers 100 °C à la soude selon la réaction
CO + NaOH → HCO2Na
(formiate de sodium).

En présence d’un catalyseur, généralement le cobalt, sous une pression variant entre 100 et 300 atmosphères et à une température comprise entre 75 et 200 °C, l’oxyde de carbone en présence d’hydrogène se combine à des hydrocarbures éthyléniques en donnant une réaction appelée oxo :

En présence de catalyseur, l’hydrogène réagit sur l’oxyde de carbone, et le résultat dépend du catalyseur : avec le nickel, on obtient du méthane CH4 ; avec des mélanges formés d’oxyde de zinc, d’oxyde chromique et de cuivre, on obtient du méthanol CH3OH ; avec des catalyseurs métalliques à base de fer, on a des hydrocarbures, le fer favorisant la formation des hydrocarbures éthyléniques.

Le dioxyde de carbone ou anhydride carbonique CO2 est un gaz assez facilement liquéfiable sous pression, et il est actuellement distribué sous cette forme liquide. Le point triple a pour coordonnées – 56 °C et 5 atmosphères, et le point critique 31 °C et 73 atmosphères. Ce corps est livré aussi dans le commerce sous forme solide de neige carbonique, qui se sublime lentement. Il est très stable et ne se dissocie qu’à haute température : CO2 ⇄ CO + 1/2O2 ; ainsi, à 1 230 °C, il n’y a que 0,04 p. 100 de ce dioxyde qui est dissocié. Celui-ci est réduit généralement à température élevée par divers métaux, tels que le magnésium (qui libère du carbone), l’aluminium, le zinc, ou des réducteurs non métalliques, tels que le carbone, le phosphore ou l’hydrogène :
CO2 + H2 ⇄ CO + H2O.

Le dioxyde de carbone est un anhydride d’acide, il se dissout dans l’eau, et la concentration en ion hydrogène de la solution est nettement plus élevée que celle de l’eau pure. Les solutions aqueuses se comportent comme celles d’un diacide non isolé de formule H2CO3. On en connaît des sels alcalins, tels que l’hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3, encore appelé bicarbonate ou carbonate acide, le carbonate disodique Na2CO3, le chlorure d’acide COCl2, l’ester chloroformique ClCO2C2H5, les esters carboniques neutres, surtout symétriques OC(OR)2, le diamide CO(NH2)2, appelé urée, le chlorure de carbamyle H2NCOCl, des sels du monoamide, tel le carbamate d’ammonium H2NCO2NH4, la thio-urée SC(NH2)2, etc.

On connaît divers groupes de sels dérivant de l’anhydride carbonique : des hydrates, tel le carbonate de sodium Na2CO3, 10 H2O, des carbonates « neutres » (où M1 représente un cation monovalent), les hydrogénocarbonates M1HCO3, des sesquicarbonates M1HCO3, des carbonates basiques, tel le composé 2 PbCO3, Pb(OH)2, des carbonates doubles, tel KNaCO3, et des complexes minéraux où l’ion est dissimulé et constitue un coordinat lié à un atome central, tel Na[Ag(CO3)]. Les carbonates sont tous dissociables par la chaleur, sauf les alcalins. Le carbonate de calcium se décompose en libérant l’oxyde de calcium CaO (chaux vive) et le gaz carbonique vers 800 °C dans les fours à chaux : CaCO3 ⇄ CaO + CO2.

Le carbonate de calcium existe sous trois formes cristallines distinctes. Il se dissout dans une eau ayant dissous du gaz carbonique CaCO3 + CO2 + H2O ⇄ Ca(HCO3)2, ce qui permet la formation de grottes en terrains calcaires ; puis cette solution se décompose avec dépôt de carbonate de calcium lorsque la tension d’anhydride carbonique en présence de cette solution est suffisamment faible, ce qui provoque la formation de stalagmites et de stalactites.

Le sulfure de carbone est obtenu par action directe du soufre sur le carbone vers 1 000 °C ; c’est un liquide volatil très inflammable, qui a des propriétés solvantes intéressantes pour l’extraction des corps gras et des résines. Il s’additionne aux sulfures alcalins en donnant des thiocarbonates, tel K2CS3. Il réagit sur la cellulose traitée par une solution de soude à 20 p. 100 en donnant un produit visqueux, d’où la cellulose peut être régénérée par action d’un acide, le xanthate de cellulose

Le cyanogène (CN)2 est un gaz toxique combustible que l’on obtient en chauffant le cyanure mercurique avec le chlorure mercurique. Ce cyanogène, de même que le thiocyanogène (SCN)2, est appelé pseudo-halogène.

En présence de bases alcalines, le cyanogène se transforme en un mélange de cyanure et de cyanate :
(CN)2 + 2 KOH → KCN + KOCN.

Les cyanures sont les sels de l’acide cyanhydrique HCN. L’acide cyanique, de formule HOCN, l’acide isocyanique, de formule HNCO, et l’acide fulminique, de formule HONC, sont trois isomères.

L’acide eyanhydrique H—C≡N est un liquide dont le point d’ébullition est de 28 °C ; il est très soluble dans l’eau et très toxique. Les cyanures forment facilement des complexes, l’ion cyanure (CN) jouant facilement le rôle de coordinat, par exemple dans les ferrocyanures, tel le ferrocyanure de potassium K4Fe(CN)6. Le cyanure de potassium chauffé avec du soufre se transforme en thiocyanate KSCN.

Des carbures se forment avec de nombreux métaux ainsi qu’avec le silicium et le bore. Le carbure d’aluminium Al4C3 est décomposé par l’eau avec dégagement de méthane, celui de calcium CaC2 avec dégagement d’acétylène C2H2. Le carbure de calcium fixe l’azote à haute température en donnant de la cyanamide calcique CaCN2.

Un grand nombre de carbures de métaux de transition sont des composés très durs et difficilement fusibles, comme WC, Fe3C, etc. Il en est de même du carbure de silicium SiC et du carbure de bore B6C. Nous avons également signalé qu’il existe de nombreux carbures interstitiels résultant de l’insertion d’atomes de carbone entre les atomes d’un cristal de métaux de transition.

H. B.