Pourquoi le carbone est l'élément de la vie

Berlin, 1828. Friedrich Wöhler, un chimiste allemand de 28 ans travaillant dans le laboratoire de Heinrich Gustav Magnus, chauffa au-dessus d'une flamme un petit flacon de cyanate d'ammonium et observa la liqueur s'épaissir en sirop à mesure que l'eau s'évaporait. Pendant que le flacon refroidissait, des cristaux incolores se mirent à ramper le long de la paroi intérieure du verre. Il les gratta, leur appliqua les tests habituels et se retrouva face à de l'urée, la molécule de déchet bien connue des manuels, celle que les mammifères évacuent dans leur urine. Il n'y avait aucun rein dans l'appareil, aucun tissu vivant nulle part. Il avait pris deux sels inorganiques parfaitement morts et produit un composé qui, jusqu'à ce matin-là, n'était censé provenir que du vivant.

Wöhler mesura l'ampleur de ce qu'il venait d'accomplir. Dans une lettre à son maître Jöns Jacob Berzelius, il écrivit qu'il ne pouvait plus contenir sa nouvelle : il savait fabriquer de l'urée sans avoir besoin d'un rein, qu'il soit d'homme ou de chien. Une doctrine qui avait structuré la chimie pendant deux siècles allait mourir dans ce flacon.

Comment quelques cristaux ont-ils pu trancher une question aussi vaste ? Et pourquoi, deux cents ans plus tard, enseignons-nous encore une branche entière de la chimie bâtie autour d'un seul élément plutôt qu'autour des molécules de la vie dont elle tire son nom ? La réponse passe par les propriétés étranges, presque parfaitement accordées, d'un seul atome : le carbone.

L'expérience qui a tué la force vitale

Pendant la majeure partie du dix-huitième siècle et le début du dix-neuvième, les chimistes partageaient le monde matériel en deux. Il y avait la matière inorganique, le domaine des minéraux, des métaux et des sels, qui obéissait aux règles ordinaires du laboratoire, et il y avait la matière organique, les substances tirées des plantes et des animaux, qui semblaient suivre leurs propres lois. L'explication régnante était le vitalisme, la doctrine selon laquelle les molécules organiques portaient une « force vitale » particulière que seul un organisme vivant pouvait fournir. Selon cette vision, aucun chimiste ne pourrait jamais construire un composé organique de toutes pièces, car l'ingrédient nécessaire était la vie elle-même, et la vie ne se versait pas d'une bouteille.

La synthèse par Wöhler de l'urée, CO(NH₂)₂, à partir du cyanate d'ammonium, NH₄OCN, planta un pieu au cœur de cette idée. Les deux produits de départ étaient classés comme inorganiques, et pourtant le produit obtenu était sans équivoque organique, le composé même qu'un mammifère excrète. Si une force vitale avait vraiment été nécessaire, la réaction aurait dû être impossible. Elle se produisit malgré tout, de façon reproductible, sur une paillasse, sans rien de vivant dans la pièce.

Il vaut la peine d'être honnête sur l'histoire, car la version des manuels est plus nette que la vérité. Le résultat de Wöhler ne renversa pas le vitalisme du jour au lendemain ; la doctrine eut des défenseurs pendant des décennies, et la synthèse de l'urée ne fut que l'une des nombreuses découvertes qui l'érodèrent peu à peu. Mais l'expérience reste à juste titre dans les mémoires comme le moment fondateur de la chimie organique de laboratoire, et elle imposa une définition nouvelle, bien plus utile, du domaine. La chimie organique cessa d'être la chimie des êtres vivants pour devenir, dans son sens moderne et pratique, la chimie des composés du carbone. L'étiquette « organique » resta, mais le sujet ne parlait plus de la vie.

Quatre électrons, quatre liaisons, et un équilibre presque parfait

Si la chimie organique est la chimie du carbone, la question suivante s'impose : pourquoi le carbone ? Il existe environ quatre-vingt-dix éléments présents naturellement ; qu'est-ce qui fait de celui-ci l'ossature de millions de composés distincts, du sucre au plastique en passant par l'ADN ? La réponse tient en une courte liste de propriétés atomiques ordinaires qui se trouvent, chez le carbone, réunies dans une combinaison exceptionnellement favorable.

Le carbone se situe dans la deuxième ligne du tableau périodique avec quatre électrons de valence, soit exactement la moitié d'une couche externe remplie. Ce nombre compte énormément. Un atome qui possède un ou deux électrons en trop tend à les céder ; un atome auquel il n'en manque qu'un ou deux tend à les arracher. Le carbone, équilibré exactement au milieu, ne fait ni l'un ni l'autre. Il partage plutôt, formant quatre liaisons covalentes de force modérée, assez solides pour maintenir une structure aux températures où la vie et la chimie ont lieu, mais pas au point que rien ne puisse jamais se réarranger. Une molécule bâtie sur des liaisons qui ne se rompent jamais serait inerte et inutile ; celles du carbone sont durables mais maniables, ce qui est exactement ce qu'exige une brique de construction polyvalente.

L'électronégativité du carbone, mesure de la force avec laquelle un atome attire à lui les électrons partagés, vaut 2,55 sur l'échelle de Pauling, proche du milieu de la gamme, ce qui signifie que le carbone ne thésaurise pas les électrons de ses liaisons et ne les abandonne pas non plus. Ses liaisons avec d'autres carbones, et avec l'hydrogène, sont essentiellement non polaires, la charge se répartissant uniformément plutôt que de s'accumuler à une extrémité. Les liaisons non polaires sont stables et peu capricieuses, ce qui empêche les charpentes carbonées de se désagréger dans l'eau ou de réagir sans discernement avec tout ce qu'elles touchent.

La dernière propriété est décisive. Le carbone se lie facilement à lui-même sans limite naturelle, un comportement appelé caténation, du mot latin signifiant chaîne. Un atome de carbone peut se lier à un autre carbone, qui se lie à un autre, indéfiniment, et peu d'éléments le font aussi bien. La caténation est ce qui permet au carbone de s'assembler en chaînes droites, en chaînes ramifiées, en cycles fermés et en cages tridimensionnelles complexes de taille pratiquement illimitée. Prenez quatre électrons de valence, quatre liaisons non polaires modérées et un auto-assemblage sans limite, et vous obtenez un élément capable de bâtir un catalogue de structures distinctes pratiquement sans fin. Ce catalogue, c'est la chimie organique.

Comment un seul atome choisit sa forme

Le carbone ne présente pas toujours la même géométrie au monde. Ses quatre électrons de valence peuvent se mélanger de trois façons différentes avant de former des liaisons, et ce choix détermine la forme de tout ce qui se construit autour de lui. Ce mélange s'appelle l'hybridation, et il combine l'unique orbitale 2s de l'atome avec un certain nombre de ses orbitales 2p pour créer de nouvelles orbitales hybrides qui pointent nettement vers les partenaires de liaison.

Dans le premier mode, l'hybridation sp³, l'orbitale 2s se combine avec les trois orbitales 2p pour donner quatre orbitales hybrides identiques pointant vers les sommets d'un tétraèdre, écartées à 109,5 degrés, aussi éloignées les unes des autres que quatre directions peuvent l'être. C'est la géométrie du méthane, CH₄, et des squelettes carbonés saturés qui composent les graisses, les sucres et l'essentiel des molécules biologiques. Dans l'hybridation sp², l'orbitale 2s ne se mélange qu'avec deux des orbitales 2p, laissant trois orbitales hybrides planes à 120 degrés et une orbitale p non hybridée perpendiculaire à ce plan. C'est l'arrangement de l'éthylène, H₂C=CH₂, où les orbitales p restantes de deux carbones adjacents se recouvrent latéralement pour former une seconde liaison, plus faible. Dans l'hybridation sp, l'orbitale 2s ne se mélange qu'avec une seule orbitale 2p, donnant deux orbitales hybrides pointant dans des directions opposées à 180 degrés, avec deux orbitales p perpendiculaires restantes, la géométrie linéaire de l'acétylène, HC≡CH, avec sa triple liaison entre les carbones.

Qu'un seul élément puisse choisir une géométrie tétraédrique, plane ou linéaire, en fonction uniquement de la façon dont ses électrons se mélangent avant de se lier, voilà l'une des raisons discrètes de la grande fécondité du carbone.

Ce que vous disent les nombres de liaisons

Le nombre de liaisons entre deux carbones n'est pas un simple détail comptable ; il modifie la longueur et la force mesurables du lien de manières profondément prédictives. Une liaison simple carbone-carbone s'étire sur environ 1,54 angström et tient avec une énergie d'environ 348 kilojoules par mole. Ajoutez une deuxième liaison pour former une double liaison et les deux carbones se rapprochent, à environ 1,34 angström, tandis que l'énergie grimpe à environ 614 kilojoules par mole. Faites-en une triple liaison et les carbones se rapprochent encore plus, à environ 1,20 angström l'un de l'autre, liés par quelque 839 kilojoules par mole.

Le schéma est constant : plus de liaisons signifie un lien plus court et plus fort. Mais remarquez l'arithmétique. Passer d'une liaison simple à une double ajoute environ 266 kilojoules par mole, tandis que passer d'une double à une triple n'en ajoute qu'environ 225. Chaque liaison supplémentaire apporte moins que la précédente, car ces liaisons additionnelles, les liaisons dites pi formées par le recouvrement latéral de ces orbitales p restantes, sont par nature plus faibles que la liaison sigma d'origine située directement entre les deux atomes.

Ces nombres méritent leur place dans un cours de chimie parce qu'ils prédisent le comportement. Ils vous disent quelle liaison se rompra en premier sous l'effet de la chaleur ou de l'attaque d'un réactif, car le maillon le plus faible cède en premier. Ils expliquent pourquoi brûler n'importe quel hydrocarbure, qu'il s'agisse de méthane dans une cuisinière ou d'octane dans un moteur, libère à peu près la même énergie par liaison carbone-hydrogène, puisque dans chaque cas vous rompez et reformez les mêmes types de liaisons. Et ils expliquent pourquoi ces liaisons pi plus faibles, exposées au-dessus et en dessous de la ligne de la molécule, sont le site réactif par excellence de la chimie organique, le lieu où les réactions tendent à commencer.

Un seul élément, de nombreux solides

La polyvalence du carbone ne se limite pas à ses composés. Le carbone pur prend plusieurs formes cristallines qui n'ont rien de commun ni en apparence ni en comportement, un phénomène appelé allotropie. Les différences proviennent entièrement de la façon dont les atomes sont disposés, ce qui découle des choix d'hybridation du carbone.

Le diamant est du carbone sp³ étendu en un réseau tridimensionnel rigide, chaque atome lié de manière tétraédrique à quatre voisins, le cristal entier formant en pratique une seule molécule géante. Cette toile continue de liaisons solides est ce qui vaut au diamant un parfait 10 sur l'échelle de dureté de Mohs, le matériau naturel le plus dur connu. Le graphite est du carbone sp² disposé en feuillets plats, fermement verrouillés à l'intérieur de chaque feuillet mais seulement faiblement empilés entre les feuillets, de sorte que les couches glissent les unes sur les autres. Ce glissement est la raison pour laquelle le graphite est mou, lubrifie, et laisse une trace grise lorsque vous traînez un crayon sur du papier. Le graphène est un feuillet de graphite isolé, d'un seul atome d'épaisseur, séparé pour la première fois par Andre Geim et Konstantin Novoselov en 2004. Les fullerènes sont des cages fermées de carbones sp² enroulées en boules creuses, le prototype étant le buckminsterfullerène, C₆₀, en forme de ballon de football, et les nanotubes de carbone sont des feuillets de graphène enroulés en cylindres. Même élément, mêmes atomes, des solides radicalement différents, tous tirés de rien de plus que l'angle sous lequel le carbone décide de se lier.

Lire le langage du carbone

Tout ce qui précède doit bien finir par être écrit, et les chimistes organiciens ont depuis longtemps adopté une notation compacte pour cela : la formule développée. Dans un schéma en traits, le squelette carboné est esquissé sous forme de zigzag de segments, chaque sommet et chaque extrémité de trait représentant un atome de carbone. Les hydrogènes ne sont pas dessinés du tout ; on comprend qu'ils occupent chaque liaison restante, puisque chaque carbone en a besoin de quatre. Les doubles et triples liaisons apparaissent sous forme de traits doubles ou triples, et les amas réactifs appelés groupes fonctionnels, qu'une leçon ultérieure traite en détail, se placent à des positions caractéristiques le long du squelette.

Apprendre à lire une formule développée d'un coup d'œil, à voir la chaîne, les ramifications, les liaisons multiples et les groupes fonctionnels tous à la fois, voilà la littératie de base de la discipline, l'équivalent de la lecture d'une partition pour un musicien.

Ce vocabulaire est né du flacon de Wöhler au fil d'une longue chaîne d'expériences fameuses : la synthèse de l'acide acétique par Hermann Kolbe en 1845, la structure du benzène par August Kekulé en 1865, l'atome de carbone tétraédrique proposé par Jacobus van 't Hoff et Joseph Le Bel en 1874, La Nature de la liaison chimique de Linus Pauling en 1939, et l'isolement du graphène en 2004. Chaque étape retira un peu plus de l'ancien mystère vitaliste et le remplaça par une structure que l'on pouvait dessiner sur le papier.

Points clés à retenir

Le carbone mérite son titre d'élément de la vie non pas grâce à une quelconque étincelle vitale, une idée que Friedrich Wöhler démantela en 1828 lorsqu'il fabriqua de l'urée, une molécule organique, à partir de cyanate d'ammonium inorganique, redéfinissant la chimie organique comme la chimie des composés du carbone plutôt que des êtres vivants. Sa suprématie en tant que brique de construction découle d'une convergence harmonieuse de propriétés ordinaires : quatre électrons de valence qui le poussent à former quatre liaisons covalentes de force modérée, une électronégativité de 2,55 qui maintient ces liaisons non polaires et stables, et la caténation qui lui permet de s'enchaîner à lui-même sans limite en chaînes, cycles et cages. Le carbone ajuste sa forme par l'hybridation, choisissant une géométrie tétraédrique sp³ (109,5°, méthane), plane sp² (120°, éthylène) ou linéaire sp (180°, acétylène), et ses liaisons portent des signatures prédictives, avec la liaison simple à 1,54 Å et 348 kJ/mol, la double à 1,34 Å et 614 kJ/mol, et la triple à 1,20 Å et 839 kJ/mol, où chaque liaison pi ajoutée raccourcit et renforce le lien mais apporte moins d'énergie que la précédente. Les mêmes choix d'hybridation qui régissent les molécules produisent aussi les solides remarquablement différents du carbone pur, du diamant et du graphite au graphène, aux fullerènes et aux nanotubes, et toute la discipline née des cristaux de Wöhler est consignée dans les schémas en traits compacts que chaque chimiste organicien apprend à lire d'un coup d'œil.