Le diamant et le graphite

Le diamant et le graphite les allotropes du carbone. Pourtant les deux matériaux possèdent une différence remarquable dans les propriétés. L'explication de cette différence des propriétés tient à la façon dont sont arrangés ces atomes les uns par rapport aux autres.

Dans le graphite, les atomes de carbone forment des grilles à mailles hexagonales, séparées les unes des autres, comme des feuilles d'un livre. Il s’agit d’une structure lamellaire. Dans une telle structure, on des électrons qui sont engagés dans la formation des liaisons covalentes de l’édifice hexagone, et des électrons qui s’engagent dans des liaisons bien plus faibles, de type van der Waals et qui lient les feuillets entre eux.

Alors que dans le diamant, chaque atome est fermement lié à 4 voisins proches. L'ensemble ne forme qu'un seul bloc. Autrement dit, les atomes sont très serrés, et chaque atome est relié de manière  tétraédrique à quatre autres atomes de carbone, donnant ainsi une structure tridimensionnelle solide et rigide. On a des liaisons covalentes, qui sont des liaisons chimiques qui permettent une telle structure sont extrêmement solides et résultent de la mise en commun d’électrons.

 Il est évident que le diamant est plus que le graphite. En effet, le réarrangement atomique dans le diamant forme un réseau le plus dense du règne minéral. En ce qui concerne la conduction électrique, le diamant est considéré un très bon isolant. Dans sa structure cristalline, le carbone fait 4 liaisons, il n'y a plus d'électron disponible pour transporter du courant. Mais chaque atome du graphite ne se lie qu'à 3 confrères, des électrons se trouvent donc en mesure de se déplacer le long du réseau cristallin. Le graphite et le diamant conduisent la chaleur. Sauf ce dernier il conduit encore mieux la chaleur que le cuivre. Ainsi, la différence dans l’organisation atomique entre diamant et graphite met l’accent sur l'influence de la structure cristalline sur les propriétés d'une pierre précieuse.