Par Michael E Carpenter | Mis à jour le 24 mars 2022
Les différences entre les diamants et le graphite sont frappantes en termes d’apparence, de dureté et d’applications typiques. Pourtant, lorsqu'ils sont examinés au niveau atomique, les deux matériaux révèlent un ensemble remarquable de caractéristiques communes.
Le graphite et les diamants sont composés d’atomes de carbone purs. Cette composition chimique commune en fait des allotropes – différentes formes structurelles du même élément – aux côtés du carbone amorphe (suie ou noir de carbone). La distinction réside dans la manière dont chaque atome de carbone se lie à ses voisins, produisant des propriétés physiques divergentes.
Dans les deux allotropes, les atomes de carbone sont liés par de fortes liaisons covalentes partageant des électrons de valence. Ces liaisons constituent l'épine dorsale de la structure de chaque matériau, dictant sa résistance, sa conductivité et sa réactivité.
Le graphite fond à une température extraordinaire de 4 200 K, tandis que le diamant fond à 4 500 K. Sous une chaleur extrême et un bombardement ionique, le diamant peut se transformer à nouveau en graphite, la forme de carbone la plus stable thermodynamiquement dans ces conditions.
Le graphite et les diamants sont présents naturellement sur Terre, mais ils peuvent également être synthétisés en laboratoire. Contrairement à ses homologues naturels, le carbone blanc, une forme créée en laboratoire qui peut diviser un faisceau de lumière en deux, n'a pas d'analogue naturel.
Ces points communs soulignent pourquoi les deux matériaux sont appréciés dans divers domaines, des outils de coupe à l'électronique, malgré leurs différences apparentes.