Résumé de la leçon "Structure de l'atome de carbone. États de Valence de l'atome de carbone"

Le carbone est peut-être l'élément chimique principal et le plus étonnant sur Terre, car avec son aide se forme une quantité colossale de divers composés, à la fois inorganiques et organiques. Le carbone est la base de tous les êtres vivants ; on peut dire que le carbone, avec l’eau et l’oxygène, est la base de la vie sur notre planète ! Le carbone se présente sous des formes variées qui ne se ressemblent ni par leurs propriétés physico-chimiques, ni par leur apparence. Mais c'est du carbone !

Histoire de la découverte du carbone

Le carbone est connu de l’humanité depuis l’Antiquité. Le graphite et le charbon étaient utilisés par les anciens Grecs, et les diamants étaient utilisés en Inde. Certes, des composés d’apparence similaire étaient souvent confondus avec du graphite. Cependant, le graphite était largement utilisé dans l’Antiquité, notamment pour l’écriture. Même son nom vient du mot grec « grapho » - « j'écris ». Le graphite est désormais utilisé dans les crayons. Le commerce des diamants a commencé pour la première fois au Brésil dans la première moitié du XVIIIe siècle. Depuis lors, de nombreux gisements ont été découverts et, en 1970, la technologie permettant de produire artificiellement des diamants a été développée. Ces diamants artificiels sont utilisés dans l'industrie, tandis que les diamants naturels, à leur tour, sont utilisés dans la bijouterie.

Le carbone dans la nature

La quantité la plus importante de carbone est collectée dans l’atmosphère et l’hydrosphère sous forme de dioxyde de carbone. L'atmosphère contient environ 0,046 % de carbone, et une quantité encore plus importante est dissoute dans l'océan mondial.

De plus, comme nous l’avons vu plus haut, le carbone est la base des organismes vivants. Par exemple, un corps humain de 70 kg contient environ 13 kg de carbone ! Ce n'est que chez une seule personne ! Et le carbone se trouve également dans toutes les plantes et tous les animaux. Alors réfléchissez...

Cycle du carbone dans la nature

Modifications allotropiques du carbone

Le carbone est un élément chimique unique qui forme des modifications dites allotropiques ou, plus simplement, diverses formes. Ces modifications sont divisées en cristallines, amorphes et sous forme d'amas.

Les modifications cristallines ont un réseau cristallin régulier. Ce groupe comprend : le diamant, la fullérite, le graphite, la lonsdaleite, les fibres et tubes de carbone. La grande majorité des modifications cristallines du carbone occupent la première place du classement « Les matériaux les plus durs au monde ».

Les formes amorphes sont formées de carbone avec de petits mélanges d'autres éléments chimiques. Les principaux représentants de ce groupe : charbon (pierre, bois, activé), suie, anthracite.

Les composés les plus complexes et de haute technologie sont les composés carbonés sous forme de clusters. Les amas sont une structure spéciale dans laquelle les atomes de carbone sont disposés de telle manière qu'ils forment une forme creuse, remplie de l'intérieur d'atomes d'autres éléments, par exemple de l'eau. Il n'y a pas beaucoup de représentants dans ce groupe ; il comprend les nanocônes de carbone, les astralens et le dicarbone.

Application de carbone

Le carbone et ses composés revêtent une grande importance dans la vie humaine. Les principaux types de combustibles sur Terre – le gaz naturel et le pétrole – sont constitués de carbone. Les composés carbonés sont largement utilisés dans les industries chimiques et métallurgiques, la construction, la construction mécanique et la médecine. Les modifications allotropiques sous forme de diamants sont utilisées en joaillerie, la fullérite et la lonsdaleite en science des fusées. Divers lubrifiants pour mécanismes, équipements techniques et bien plus encore sont fabriqués à partir de composés de carbone. L’industrie ne peut aujourd’hui se passer du carbone ; il est utilisé partout !

Considérée comme la chimie des composés carbonés, mais, en hommage à l'histoire, on continue à l'appeler chimie organique. Par conséquent, il est si important d'examiner plus en détail la structure de l'atome de cet élément, la nature et la direction spatiale des liaisons chimiques qu'il forme.

La valence d'un élément chimique est le plus souvent déterminée par le nombre d'électrons non appariés. L'atome de carbone, comme le montre la formule graphique électronique, possède deux électrons non appariés. Par conséquent, avec leur participation, deux paires d'électrons peuvent être formées qui réalisent deux liaisons covalentes. Cependant, dans les composés organiques, le carbone n’est pas divalent, mais toujours tétravalent. Cela peut s'expliquer par le fait que dans un atome excité (ayant reçu de l'énergie supplémentaire), les électrons 2p sont appariés et l'un d'eux passe sur l'orbitale 2p :

Un tel atome possède quatre électrons non appariés et peut participer à la création de quatre liaisons covalentes.

Pour former une liaison covalente, l’orbitale d’un atome doit chevaucher celle d’un autre. De plus, plus le chevauchement est important, plus la connexion est forte.

Dans la molécule d'hydrogène H2, la formation d'une liaison covalente se produit en raison du chevauchement des orbitales S (Fig. 3).

La distance entre les noyaux des atomes d'hydrogène, ou la longueur de la liaison, est de 7,4 * 10 -2 nm et sa force est de 435 kJ/mol.

A titre de comparaison : dans la molécule de fluor F2, une liaison covalente se forme en raison du chevauchement de deux orbitales p.

La longueur de la liaison fluor-fluor est de 14,2 · 10 -2 nm et la force (énergie) de la liaison est de 154 kJ/mol.

Les liaisons chimiques formées par le chevauchement d'orbitales électroniques le long d'une ligne de liaison sont appelées liaisons α (liaisons sigma).

Une ligne de communication est une ligne droite reliant les noyaux des atomes. Pour les orbitales b, une seule manière de se chevaucher est possible : avec la formation de liaisons a.

Les orbitales p peuvent se chevaucher pour former des liaisons a, et peuvent également se chevaucher dans deux régions, formant une liaison covalente d'un type différent - en raison du chevauchement « latéral » :

Les liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement « latéral » des orbitales électroniques en dehors de la ligne de liaison, c’est-à-dire dans deux régions, sont appelées liaisons n (liaisons pi).

Le type de liaison considéré est caractéristique des molécules d'éthylène C2H4 et d'acétylène C2H2. Mais vous en apprendrez davantage à ce sujet dans le paragraphe suivant.

1. Notez la formule électronique de l’atome de carbone. Expliquez la signification de chaque symbole qu'il contient.

Quelles sont les formules électroniques des atomes de bore, de béryllium et de lithium ?

Faites des formules électrographiques correspondant aux atomes de ces éléments.

2. Notez les formules électroniques :

a) atome de sodium et cation Na + ;

b) atome de magnésium et cation Mg 2+ ;

c) atome de fluor et anion F ;

d) atome d'oxygène et anion O 2 ;

e) un atome d'hydrogène et des ions H + et H -.

Créez des formules graphiques électroniques pour la répartition des électrons entre les orbitales de ces particules.

3. Quel atome d'un élément chimique correspond à la formule électronique 1s 2 2s 2 2p 6 ?

Quels cations et anions ont la même formule électronique ? Écrivez une formule graphique électronique pour l’atome et ces ions.

4. Comparez les longueurs de liaison dans les molécules d'hydrogène et de fluor. Qu’est-ce qui cause leur différence ?

5. Les molécules d’azote et de fluor sont diatomiques. Comparez le nombre et la nature des liaisons chimiques entre les atomes qui les composent.

CARBONE, C (a. carbone ; n. Kohlenstoff ; f. carbone ; i. carbono), est un élément chimique du groupe IV du système périodique de Mendeleïev, numéro atomique 6, masse atomique 12,041. Le carbone naturel est constitué d'un mélange de 2 isotopes stables : 12 C (98,892 %) et 13 C (1,108 %). Il existe également 6 isotopes radioactifs du carbone, dont le plus important est l'isotope 14 C avec une demi-vie de 5,73.10 3 ans (cet isotope se forme constamment en petites quantités dans les couches supérieures de l'atmosphère en raison de irradiation des noyaux 14 N par des neutrons issus du rayonnement cosmique).

Le carbone est connu depuis l’Antiquité. Le bois était utilisé pour récupérer les métaux des minerais, et le diamant était utilisé comme matériau... La reconnaissance du carbone comme élément chimique est associée au nom du chimiste français A. Lavoisier (1789).

Modifications et propriétés du carbone

Il existe 4 modifications cristallines connues du carbone : le graphite, le diamant, la carbyne et la lonsdalite, qui diffèrent grandement par leurs propriétés. Le carbyne est une variété de carbone produite artificiellement, qui est une poudre noire finement cristalline dont la structure cristalline est caractérisée par la présence de longues chaînes d'atomes de carbone parallèles les unes aux autres. Densité 3230-3300 kg/m3, capacité thermique 11,52 J/mol.K. La Lonsdaleite se trouve dans les météorites et est obtenue artificiellement ; sa structure et ses propriétés physiques n’ont pas été entièrement établies. Le carbone est également caractérisé par un état avec une structure désordonnée - ce qu'on appelle. carbone amorphe (suie, coke, charbon de bois). Les propriétés physiques du carbone « amorphe » dépendent en grande partie de la dispersion des particules et de la présence d'impuretés.

Propriétés chimiques du carbone

Dans les composés, le carbone a les états d'oxydation +4 (le plus courant), +2 et +3. Dans des conditions normales, le carbone est chimiquement inerte ; à haute température, il se combine avec de nombreux éléments, présentant de fortes propriétés réductrices. L'activité chimique du carbone diminue dans la série carbone « amorphe », graphite, diamant ; l'interaction avec l'oxygène atmosphérique dans ces types de carbone se produit respectivement à des températures de 300-500°C, 600-700°C et 850-1000°C avec formation de dioxyde de carbone (CO 2) et de monoxyde de carbone (CO). Le dioxyde se dissout dans l'eau pour former de l'acide carbonique. Toutes les formes de carbone résistent aux alcalis et aux acides. Le carbone n'interagit pratiquement pas avec les halogènes (sauf le graphite, qui réagit avec F2 au-dessus de 900°C), ses halogénures sont donc obtenus indirectement. Parmi les composés azotés, le cyanure d'hydrogène HCN (acide cyanhydrique) et ses nombreux dérivés revêtent une grande importance pratique. À des températures supérieures à 1 000°C, le carbone réagit avec de nombreux métaux pour former des carbures. Toutes les formes de carbone sont insolubles dans les solvants inorganiques et organiques courants.

La propriété la plus importante du carbone est la capacité de ses atomes à former des liaisons chimiques fortes entre eux, ainsi qu'entre eux et d'autres éléments. La capacité du carbone à former 4 liaisons de valence équivalentes avec d'autres atomes de carbone permet la construction de squelettes carbonés de différents types (linéaire, ramifié, cyclique) ; Ce sont ces propriétés qui expliquent le rôle exclusif du carbone dans la structure de tous les composés organiques et, en particulier, de tous les organismes vivants.

Le carbone dans la nature

La teneur moyenne en carbone de la croûte terrestre est de 2,3,10 % (en masse) ; De plus, la majeure partie du carbone est concentrée dans les roches sédimentaires (1 %), tandis que dans d'autres roches, les concentrations de cet élément sont nettement inférieures et approximativement égales (1 à 3,10 %). Le carbone s'accumule dans la partie supérieure, où sa présence est associée principalement à la matière vivante (18 %), au bois (50 %), au charbon (80 %), au pétrole (85 %), à l'anthracite (96 %), ainsi qu'aux dolomies et calcaires. Plus de 100 minéraux carbonés sont connus, parmi lesquels les plus courants sont les carbonates de calcium, de magnésium et de fer (calcite CaCO 3, dolomite (Ca, Mg)CO 3 et sidérite FeCO 3). L'accumulation de carbone dans la croûte terrestre est souvent associée à l'accumulation d'autres éléments qui sont absorbés par la matière organique et précipités après son enfouissement au fond des réservoirs sous forme de composés insolubles. De grandes quantités de dioxyde de CO 2 sont rejetées dans l'atmosphère depuis la Terre lors de l'activité volcanique et lors de la combustion de combustibles organiques. Depuis l'atmosphère, le CO 2 est absorbé par les plantes pendant le processus de photosynthèse et se dissout dans l'eau de mer, formant ainsi les maillons les plus importants du cycle global du carbone sur Terre. Le carbone joue également un rôle important dans l’espace ; Sur le Soleil, le carbone occupe le 4ème rang en abondance après l'hydrogène, l'hélium et l'oxygène, participant aux processus nucléaires.

Application et utilisation

L'importance économique nationale la plus importante du carbone est déterminée par le fait qu'environ 90 % de toutes les sources primaires d'énergie consommées par l'homme proviennent de combustibles fossiles. Il existe une tendance à utiliser le pétrole non pas comme combustible, mais comme matière première pour diverses industries chimiques. Un rôle moindre, mais néanmoins très important dans l'économie nationale, est joué par le carbone, extrait sous forme de carbonates (métallurgie, construction, production chimique), de diamants (bijoux, technologie) et de graphite (technologie nucléaire, creusets résistants à la chaleur, crayons). , certains types de lubrifiants, etc.). Sur la base de l'activité spécifique de l'isotope 14 C dans les restes d'origine biogénique, leur âge est déterminé (méthode de datation au radiocarbone). Le 14 C est largement utilisé comme traceur radioactif. L'isotope le plus courant 12 C est important - un douzième de la masse d'un atome de cet isotope est considéré comme une unité de masse atomique d'éléments chimiques.

Le carbone est capable de former plusieurs modifications allotropiques. Il s'agit du diamant (la modification allotropique la plus inerte), du graphite, du fullerène et du carbyne.

Le charbon de bois et la suie sont du carbone amorphe. Le carbone dans cet état n’a pas de structure ordonnée et est en réalité constitué de minuscules fragments de couches de graphite. Le charbon amorphe traité avec de la vapeur d'eau chaude est appelé charbon actif. 1 gramme de charbon actif, en raison de la présence de nombreux pores, a une surface totale de plus de trois cents mètres carrés ! En raison de sa capacité à absorber diverses substances, le charbon actif est largement utilisé comme agent de remplissage de filtre, ainsi que comme entérosorbant pour divers types d'intoxication.

D'un point de vue chimique, le carbone amorphe est sa forme la plus active, le graphite présente une activité modérée et le diamant est une substance extrêmement inerte. Pour cette raison, les propriétés chimiques du carbone discutées ci-dessous doivent principalement être attribuées au carbone amorphe.

Propriétés réductrices du carbone

En tant qu'agent réducteur, le carbone réagit avec les non-métaux tels que l'oxygène, les halogènes et le soufre.

En fonction de l'excès ou du manque d'oxygène lors de la combustion du charbon, la formation de monoxyde de carbone CO ou de dioxyde de carbone CO 2 est possible :

Lorsque le carbone réagit avec le fluor, il se forme du tétrafluorure de carbone :

Lorsque le carbone est chauffé avec du soufre, du disulfure de carbone CS 2 se forme :

Le carbone est capable de réduire les métaux après l'aluminium dans la série d'activités à partir de leurs oxydes. Par exemple:

Le carbone réagit également avec les oxydes de métaux actifs, mais dans ce cas, en règle générale, ce n'est pas la réduction du métal qui est observée, mais la formation de son carbure :

Interaction du carbone avec des oxydes non métalliques

Le carbone entre dans une réaction de codosage avec le dioxyde de carbone CO 2 :

L'un des processus les plus importants d'un point de vue industriel est ce qu'on appelle conversion du charbon vapeur. Le processus est réalisé en faisant passer de la vapeur d’eau à travers du charbon chaud. La réaction suivante se produit :

À haute température, le carbone est capable de réduire même un composé inerte comme le dioxyde de silicium. Dans ce cas, selon les conditions, la formation de silicium ou de carbure de silicium est possible ( carborundum):

De plus, le carbone en tant qu'agent réducteur réagit avec les acides oxydants, en particulier les acides sulfurique et nitrique concentrés :

Propriétés oxydantes du carbone

L'élément chimique carbone n'est pas hautement électronégatif, de sorte que les substances simples qu'il forme présentent rarement des propriétés oxydantes envers d'autres non-métaux.

Un exemple de telles réactions est l'interaction du carbone amorphe avec l'hydrogène lorsqu'il est chauffé en présence d'un catalyseur :

et aussi avec du silicium à une température de 1200-1300 o C :

Le carbone présente des propriétés oxydantes par rapport aux métaux. Le carbone est capable de réagir avec les métaux actifs et certains métaux d’activité intermédiaire. Des réactions se produisent lorsqu'elles sont chauffées :

Propriétés chimiques du silicium

Le silicium peut exister, comme le carbone, à l’état cristallin et amorphe et, comme dans le cas du carbone, le silicium amorphe est chimiquement nettement plus actif que le silicium cristallin.

Parfois, le silicium amorphe et cristallin est appelé modification allotropique, ce qui, à proprement parler, n'est pas tout à fait vrai. Le silicium amorphe est essentiellement un conglomérat de minuscules particules de silicium cristallin situées de manière aléatoire les unes par rapport aux autres.

Interaction du silicium avec des substances simples

non-métaux

Dans des conditions normales, le silicium, du fait de son inertie, ne réagit qu'avec le fluor :

Le silicium réagit avec le chlore, le brome et l'iode uniquement lorsqu'il est chauffé. Il est caractéristique que, en fonction de l'activité de l'halogène, une température différente en conséquence soit requise :

Ainsi, avec le chlore, la réaction se produit à 340-420°C :

Avec brome – 620-700 o C :

Avec de l'iode – 750-810 o C :

La réaction du silicium avec l'oxygène se produit, mais nécessite un très fort chauffage (1 200-1 300 o C) en raison du fait que le film d'oxyde résistant rend l'interaction difficile :

À une température de 1 200 à 1 500 °C, le silicium interagit lentement avec le carbone sous forme de graphite pour former du carborundum SiC - une substance avec un réseau cristallin atomique similaire au diamant et presque aussi résistant que lui :

Le silicium ne réagit pas avec l'hydrogène.

métaux

En raison de sa faible électronégativité, le silicium ne peut présenter des propriétés oxydantes que vis-à-vis des métaux. Parmi les métaux, le silicium réagit avec les métaux actifs (alcalins et alcalino-terreux), ainsi qu'avec de nombreux métaux à activité intermédiaire. À la suite de cette interaction, des siliciures se forment :

Interaction du silicium avec des substances complexes

Le silicium ne réagit pas avec l'eau même lorsqu'il est bouilli, cependant, le silicium amorphe interagit avec la vapeur d'eau surchauffée à une température d'environ 400-500 ° C. Dans ce cas, de l'hydrogène et du dioxyde de silicium se forment :

De tous les acides, le silicium (à l'état amorphe) ne réagit qu'avec l'acide fluorhydrique concentré :

Le silicium se dissout dans les solutions alcalines concentrées. La réaction s'accompagne de la libération d'hydrogène.

Structure en diamant (UN) et graphite (b)

Carbone(Latin Carboneum) - C, élément chimique du groupe IV du système périodique de Mendeleïev, numéro atomique 6, masse atomique 12,011. On le trouve dans la nature sous forme de cristaux de diamant, de graphite ou de fullerène et d'autres formes et fait partie de substances organiques (charbon, pétrole, organismes animaux et végétaux, etc.) et inorganiques (calcaire, bicarbonate de soude, etc.). Le carbone est répandu, mais sa teneur dans la croûte terrestre n'est que de 0,19 %.

Le carbone est largement utilisé sous forme de substances simples. Outre les diamants précieux, qui font l'objet de bijoux, les diamants industriels revêtent une grande importance pour la fabrication d'outils de meulage et de coupe. Le charbon de bois et d'autres formes amorphes de carbone sont utilisés pour la décoloration, la purification, l'adsorption de gaz et dans les domaines technologiques où des adsorbants à surface développée sont nécessaires. Les carbures, composés de carbone avec des métaux, ainsi qu'avec du bore et du silicium (par exemple, Al 4 C 3, SiC, B 4 C) se caractérisent par une dureté élevée et sont utilisés pour la fabrication d'outils abrasifs et coupants. Le carbone fait partie des aciers et alliages à l’état élémentaire et sous forme de carbures. La saturation de la surface des pièces moulées en acier avec du carbone à haute température (carburation) augmente considérablement la dureté de la surface et la résistance à l'usure.

Contexte historique

Le graphite, le diamant et le carbone amorphe sont connus depuis l'Antiquité. On sait depuis longtemps que le graphite peut être utilisé pour marquer d'autres matériaux, et le nom « graphite » lui-même, qui vient du mot grec signifiant « écrire », a été proposé par A. Werner en 1789. Cependant, l'histoire du graphite est compliqué ; des substances ayant des propriétés physiques externes similaires ont souvent été confondues avec lui, comme la molybdénite (sulfure de molybdène), autrefois considérée comme du graphite. Les autres noms du graphite incluent « plomb noir », « carbure de fer » et « plomb argenté ».

En 1779, K. Scheele établit que le graphite peut être oxydé avec l'air pour former du dioxyde de carbone. Les diamants ont été utilisés pour la première fois en Inde et au Brésil, les pierres précieuses sont devenues commercialement importantes en 1725 ; des gisements en Afrique du Sud ont été découverts en 1867.

Au 20ème siècle Les principaux producteurs de diamants sont l'Afrique du Sud, le Zaïre, le Botswana, la Namibie, l'Angola, la Sierra Leone, la Tanzanie et la Russie. Les diamants artificiels, dont la technologie a été créée en 1970, sont produits à des fins industrielles.

Propriétés

Il existe quatre modifications cristallines connues du carbone :

• graphite,
• diamant,
• carabine,
• lonsdalite.

Graphite- masse gris-noir, opaque, grasse au toucher, écailleuse, très molle, à reflet métallique. À température ambiante et pression normale (0,1 Mn/m2 ou 1 kgf/cm2), le graphite est thermodynamiquement stable.

Diamant- une substance cristalline très dure. Les cristaux ont un réseau cubique à faces centrées. À température ambiante et pression normale, le diamant est métastable. Une transformation notable du diamant en graphite est observée à des températures supérieures à 1400°C sous vide ou sous atmosphère inerte. À pression atmosphérique et à une température d’environ 3 700 °C, le graphite se sublime.

Le carbone liquide peut être obtenu à des pressions supérieures à 10,5 Mn/m2 (105 kgf/cm2) et à des températures supérieures à 3 700 °C. Le carbone solide (coke, suie, charbon de bois) se caractérise également par un état de structure désordonnée - le carbone dit « amorphe », qui ne représente pas une modification indépendante ; Sa structure est basée sur la structure du graphite finement cristallin. Le chauffage de certaines variétés de carbone « amorphe » au-dessus de 1 500-1 600 °C sans accès à l’air provoque leur transformation en graphite.

Les propriétés physiques du carbone « amorphe » dépendent beaucoup de la dispersion des particules et de la présence d'impuretés. La densité, la capacité thermique, la conductivité thermique et la conductivité électrique du carbone « amorphe » sont toujours supérieures à celles du graphite.

Carbine obtenu artificiellement. C'est une poudre noire finement cristalline (densité 1,9-2 g/cm3). Construit à partir de longues chaînes d'atomes AVEC, posés parallèlement les uns aux autres.

Lonsdalite trouvé dans les météorites et obtenu artificiellement; sa structure et ses propriétés n'ont pas été définitivement établies.

Alliages

Acier

Le coke est utilisé en métallurgie comme agent réducteur. Charbon de bois - dans les forges, pour produire de la poudre à canon (75 % KNO 3 + 13 % C + 12 % S), pour absorber les gaz (adsorption), ainsi que dans la vie quotidienne. Le noir de carbone est utilisé comme charge de caoutchouc, pour la production de peintures noires - encres d'imprimerie et encres, ainsi que dans les cellules galvaniques sèches. Le carbone vitreux est utilisé pour la fabrication d’équipements destinés aux environnements très agressifs, ainsi que dans l’aviation et l’astronautique.

Le charbon actif absorbe les substances nocives des gaz et des liquides : il est utilisé pour remplir les masques à gaz, les systèmes de purification et est utilisé en médecine en cas d'intoxication.

Le carbone est la base de toutes les substances organiques. Tout organisme vivant est constitué en grande partie de carbone. Le carbone est la base de la vie. La source de carbone pour les organismes vivants est généralement le CO 2 provenant de l'atmosphère ou de l'eau. Par la photosynthèse, il entre dans les chaînes alimentaires biologiques dans lesquelles les êtres vivants se mangent les uns les autres ou se nourrissent des restes des autres et obtiennent ainsi du carbone pour construire leur propre corps. Le cycle biologique du carbone se termine soit par oxydation et retour à l'atmosphère, soit par enfouissement sous forme de charbon ou de pétrole.

L'utilisation de l'isotope radioactif 14 C a contribué au succès de la biologie moléculaire dans l'étude des mécanismes de biosynthèse des protéines et de la transmission de l'information héréditaire. La détermination de l'activité spécifique du 14 C dans les restes organiques carbonés permet de juger de leur âge, utilisé en paléontologie et en archéologie.

Sources