On rencontre des atomes de carbone dans les hydrocarbures (molécules formées seulement de carbone et d'hydrogène) et dans tous les organismes vivants, où ils forment la base de toutes les molécules organiques, telles que les lipides, les protéines  et les acides nucléiques (ADN et ARN). Le carbone est essentiel pour la photosynthèse, le processus par lequel les plantes convertissent l'énergie solaire en énergie chimique. 

Le carbone peut être libéré par la décomposition de la matière organique. Ainsi, le charbon de bois se forme lors de la combustion imparfaite du bois. De nombreuses substances organiques volatiles, en particulier celles qui sont riches en carbone, brûlent avec une flamme fumeuse, la suie n'étant rien d'autre que du carbone finement divisé. La décomposition des déchets végétaux sous l'eau donne lieu à la formation de tourbe. La formation du humus (terre noire) est due à la carbonisation des matières végétales dans l'air humide. 

Le carbone est infusible et insoluble dans tous les liquides connus. A température ordinaire, il est, comme l'azote, extrêmement inerte, à tel point qu'il a été d'usage, de longue date, de carboniser les extrémités des piles de bois destinées à être enfoncées dans le sol, afin de préserver le bois grâce à cette couche de carbone non décomposé. De la même manière, l'intérieur des navires en bois destinés à contenir de l'eau pendant les voyages en mer était carbonisé (recouvert de carbone) pour empêcher le bois de se décomposer et préserver ainsi la douceur de l'eau. 

Le carbone peut se présenter sous trois formes de cristaux moléculaires :

• Le diamant est un allotrope du carbone. Sa densité est comprise entre 3,52 et 2,53 et son point de fusion est de 3750 °C. Il est constitué de carbone pur, cristallisé dans une structure très rigide et dense où chaque atome de cabone est relié à quatre autres atomes identiquess par de fortes liaisons covalentes, ce qui en fait l'un des matériaux les plus durs. Il peut être synthétisé en faisant dissoudre sous pression du carbone dans la soude liquide et en refroidissant la masse. Les diamants sont utilisés comme abrasifs, bijoux, forets, etc. 

Les premières tentatives pour synthétiser des diamants remontent au XIX^e siècle. Après avoir constaté que le diamant était accompagné de fer et de soufre dans les météores, l'éminent chimiste français Charles Friedel a tenté de produire du diamant en chauffant de la fonte riche en carbone avec du soufre, à 500° C. Une petite quantité d'une substance extrêmement dure a alors été produite; la quantité était toutefois si faible qu'il a été impossible de démontrer de manière concluante la formation du diamant. Même en utilisant le four électrique, Moissan, en 1893, n'a réussi à obtenir que des traces de diamant. Aujourd'hui, on fabrique des diamants synthétiques en soumettant du graphite à une pression et à une température élevées.

• Les graphites représentent une autre forme allotropique du carbone. Les atomes s'y disposent un feuillets ou couches planes dans lesquelles lesquelles les atomes de carbone sont unis par des laisons covalentes pour former des cellules hexagonales.  Les feuillets sont liéés entre eux par de faibles forces de van der Waals, d'où la nature friable  des graphites. La densité des graphites se situe entre de 1,9 à 2,3. Il sont bons conducteurs d'électricité et de chaleur et infusibles au chalumeau. Ils se forment facilement à partir du charbon de bois par chauffage; c'est l'effet, par exemple, de l'action d'un puissant courant électrique sur le charbon de bois. On les utilise dans les mines de crayon et les lubrifiants, ainsi que pour fabriquer des électrodes inertes employés dans l'électrolyse. 

• Les fullérènes sont des molécules entièrement composées de carbone et créées en laboratoire en 1985, mais découvertes ensuite dans l'espace interstellaire (et même dans les météorites et les comètes). Elles peuvent comporter 60 ou 70  (et, pour certaines, jusqu'à plus de 500) atomes de carbone. Ces molécules forment des structures géométriques diverses (sphéroïdales, annulaires, tubulaires) dont les parois sont constituées d'un réseau d'atomes de carbone organisés en mailles polygonales similaires à celles qui forment les feuillets des graphites. Dans le fullérène-60 (le plus simple), les atomes de carbone forment 20 hexagones et 12 pentagones, ce qui confère à la molécule un aspect comparable à celui d'un ballon de football.

Le carbone artificiel amorphe prend feu facilement; le graphite est tellement incombustible que les creusets fabriqués dans cette matière résistent à une chaleur élevée pendant un temps considérable; le diamant résiste complètement à la plupart des modes ordinaires de mise à feu, mais peut être brûlé facilement dans une atmosphère d'oxygène pur, au moyen du courant électrique.

Les utilisations du carbone.
Le carbone a une importance économique significative. Il intervient dans la production de l'acier (dont il augmente la dureté et la résistance), de polymères et de céramiques. Le carbone est aussi un constituant de divers combustibles fossiles (pétrole, gaz naturel et charbon). 

Le charbon (tourbe, lignite, houille, anthracite) forme avec l'oxygène, à l'image de autres combustibles fossiles, deux composés, le monoxyde (CO) et le dioxyde carbone (CO2), qui est  un gaz à effet de serre, contribuant au réchauffement climatique.  Il se combine au rouge à l'oxygène libre avec un dégagement de chaleur suffisant pour entretenir la combustion; dans l'oxygène pur, il brûle avec un vif éclat. Il réduit un grand nombre de composés oxygénés. La vapeur d'eau, qui passe dans un tube de porcelaine rempli de charbons incandescents, donne naissance à de l'hydrogène, au monoxyde de carbone et de dioxyde de carbone, le tout accompagné d'un peu de méthane. Le charbon se combine avec le soufre, à une haute température, avec production de sulfure de carbone; il s'unit à certains métaux, dans les mêmes conditions, propriété qu'on met à profit dans la cémentation. C'est ainsi que le fer se trouve transformé en fonte et en acier. 

Le graphène.
Le graphène, découvert en 2004 par André Geim et Konstantin Novoselov à l'université de Manchester, est un matériau constitué d'une seule couche d'atomes de carbone disposés dans une structure hexagonale en nid d'abeilles. Il a attiré une attention considérable en raison de ses propriétés physiques exceptionnelles. Le graphène est un excellent conducteur électrique, avec une mobilité des électrons exceptionnellement élevée, surpassant celle de la plupart des métaux. Il montre un effet Hall quantique à température ambiante, ce qui est inhabituel et intéressant pour des applications en physique quantique. C'est aussi l'un des matériaux les plus solides connus, plus résistant que l'acier tout en étant extrêmement léger et flexible. Il peut être étiré jusqu'à 20% de sa longueur initiale sans rupture. Le graphène a une conductivité thermique très élevée, ce qui en fait un excellent matériau pour la gestion de la chaleur dans les dispositifs électroniques. Enfin, il est pratiquement transparent, absorbant seulement 2,3% de la lumière visible, ce qui le rend utile pour les applications optiques. 

De nombreuses applications sont envisagées. Le graphène pourrait être utilisé pour fabriquer des transistors à effet de champ plus rapides et plus efficaces que ceux en silicium. En raison de sa flexibilité et de sa conductivité, le graphène est envisagé pour des circuits électroniques flexibles. Il peut être ajouté à d'autres matériaux pour augmenter leur résistance mécanique et leur conductivité électrique. Il pourrait aurrait aussi être utilisé dans les composites pour réduire le poids et augmenter la résistance des structures aéronautiques. Le graphène peut améliorer les performances des batteries lithium-ion et des supercondensateurs en augmentant leur capacité et leur vitesse de charge. Il pourrait être utilisé dans les cellules photovoltaïques pour améliorer leur efficacité. Son emploi est imaginable pour développer des capteurs ultrasensibles pour détecter des biomolécules. Grâce à ses propriétés chimiques et physiques, le graphène peut servir pour transporter des médicaments directement aux cellules ciblées. Il peut être utilisé pour fabriquer des écrans tactiles transparents et flexibles et servir dans les dispositifs optoélectroniques en raison de sa capacité à manipuler la lumière à des échelles nanométriques.

Malgré ses propriétés prometteuses, plusieurs défis doivent encore être relevés pour une commercialisation à grande échelle. La fabrication de graphène de haute qualité à grande échelle reste coûteuse et techniquement complexe. Les méthodes d'intégration du graphène dans les dispositifs électroniques existants doivent être améliorées pour bénéficier pleinement de ses propriétés. Assurer la stabilité et la durabilité du graphène dans des environnements variés est nécessaire pour son utilisation pratique.

Les liaisons chimiques du carbone.
La structure électronique de l'atome de carbone.
Les six électrons de l'atome de carbone se répartissent sur deux niveaux. Le premier est complet avec ses deux électrons (orbitale 1s²); le second contient quatre électrons (orbitales 2s² et 2p²), ce qui signifie que pour satisfaire à la règle de l'octet, et acquérir ainsi une stabilité maximale, il est en mesure de former quatre liaisons covalentes simples (tétravalence du carbone).

La place du carbone dans la classification périodique des éléments, parmi les non-métaux, mais proche des métaux, le rend peu pate à construire des édifices contenant des atomes métalliques. Quand ils se forment ils sont généralement instables. Citons ici, le carbure de calcium, l'hémoglobine, qui contient du fer ou la chlorophylle qui contient du magnésium.

Les liaisons covalentes du carbone.
Dans les liaisons covalentes simples, les orbitales se disposent spatialement pour former un tétraètre  (hybridation sp³), aux quatre sommets duquel se lient les autres atomes. C'est ce que l'on observe par exemple dans la molécule de méthane (CH4).

Le carbone peut aussi former des liaisons covalentes doubles et triples.

• Quand il existe une liaison est double dans un composé du carbone, la disposition des orbitales du carbone est plane (hybridation sp²) et les angles formés par les liaisons est d'environ 120°. Cas, par exemple, de l'éthylène (C2H4).

• Les atomes de carbone liés par une liaison covalente triple produit un alignement des laisons (hybridation sp). Exemple : l'acétylène (C2H2).

D'autres modes d'hybridation sont possibles. Par exemple, dans le cas du benzène (C6H6), où il existe des électrons délocalisés, c'est-à-dire appartenant à des orbitales qui recouvrent la totalité de la molécule (hybridation ) et qui ne participent donc pas en propre à une liaison donnée.

Les composés du carbone

À des températures élevées, le carbone se combine directement avec l'oxygène, le soufre, le silicium et de nombreux métaux. 

Dans le charbon, le carbone est combiné à l'hydrogène et à l'oxygène, et dans les plantes et les animaux, il est l'un des éléments constitutifs du bois, de l'amidon, du pistolet, du sucre, de l'huile, des os (gélatine) et de la chair (fibrine). 

Les oxydes de carbone.
Associé à l'oxygène, le carbone se présente sous forme d'acide carbonique dans l'atmosphère et dans l'eau naturelle, et il est combiné de la même manière dans le calcaire, la dolomie et la pierre de fer. 

S'il est chauffé avec de l'oxygène ou avec un oxydant puissant comme l'acide nitrique, le carbone forme de l'acide carbonique; si la quantité d'oxygène disponible est faible, il produit de l'oxyde carbonique, qui contient un pourcentage d'oxygène beaucoup plus faible.

• Le dioxyde de carbone (CO2). - C'est un gaz incolore et inodore présent dans l'atmosphère. Il est fabriqué industriellement en chauffant du carbonate de calcium dans un four à chaux. Il se dissout dans l'eau pour former de l'acide carbonique (H2CO3) et n'est pas très réactif, bien qu'il réagisse à la fois avec les solutions d'hydroxyde de sodium et de calcium et qu'un ruban de magnésium y brûle.

• Le monoxyde de carbone (CO). - C'est un gaz toxique, incolore et inodore, fabriqué en faisant passer du dioxyde de carbone sur du carbone chaud, et également en brûlant des combustibles carbonés dans un apport limité d'air. Il n'est pas soluble dans l'eau, brûle avec une flamme bleue et est un agent réducteur utilisé pour réduire les minerais d'oxyde métallique en métal. Il est également utilisé, mélangé avec d'autres gaz, dans les carburants, par exemple mélangé avec de l'hydrogène dans l'eau gazeuse, avec de l'azote dans le gaz de gazogène, et avec l'hydrogène (50 %), le méthane et d'autres gaz dans le gaz de houille.

Le carbure de calcium.
Le carbure de calcium  (Ca(OH)2) est un composé cristallin dur et brunâtre avec un éclat métallique et une densité de 2,22, qui est ininflammable, infusible et insoluble dans la plupart des acides et toutes les bases; c'est une substance inerte et stable, sauf lorsqu'elle est mise en contact avec de l'eau. Son utilisation principale est la fabrication d'acétylène. 

Le carbure de calcium a été découvert à l'origine en 1836 par Edmund Davy, qui l'a produit simplement comme une curiosité de laboratoire. En 1862, Wöhler l'a préparé à Goettingen, et à peu près au même moment Berthelot l'a obtenu, mais seulement en petite quantité. En 1892, Thomas L. Willson découvrit qu'en chauffant un mélange de chaux et de carbone dans un four électrique, du carbure de calcium et du monoxyde de carbone se formaient. Presque simultanément, Henri Moissan annonça sa découverte d'une méthode similaire pour sa production. 

Les chaînes carbonées.
La définition de ces familles repose sur la reconnaissance de structures similaires dans les molécules concernées. Ces molécules sont presque toujours des chaînes (linéaires, cyclique, ramifiées) unissant entre eux les atomes de carbone (formant ainsi une sorte de colonne vertébrale de la molécule. Comme, très souvent, chaque atome de carbone est lié en outre à deux atomes d'hydrogène, on appelle cet édifice de base squelette de carbone ou chaîne carbonée.

La géométrie de ce squelette permet déjà d'esquisser dans ses grandes lignes une classification des molécules organiques. On a a ainsi les divisions suivantes :

• Les composés cycliques : la chaîne de carbone est refermée sur elle même. Son premier et son dernier atome de carbone sont liés entre eux. En fonction de la présence ou non d'autres atomes dans la chaîne on distingue :

+ Les composés carbocycliques ne comprennent dans leur squelette que des atomes de carbone. Il est possible de distinguer ici  :

- des composés polycycliques,quand plusieurs cycles liées. 

- des composés saturés et non saturés, selon qu'il y a respectivement, seulement des laisons simples entre les atomes de carbone, ou, au contraire des liaisons doubles ou triples). 

+ Les composés hétérocycliques, dans lesquels certains atomes de carbone de la chaîne sont remplacés par d'autres éléments (oxygène, soufre, azote).

• Les composés acycliques : dans ces composés la chaîne carbonée ne se referme pas sur elle même. Deux subdivisions sont alors possibles :

+ Les composés linéaires, dans lesquels la chaîne carbonée est droite (ou plus exactement en zig-zag)..

+ Les composés dits de la série grasse, dans lesquels on a une chaîne carbonée ramifiée. Leur non vient de ce qu'on rencontre parmi eux les acides gras naturels.

• Les composés aromatiques. - Ce sont des composés cycliques plans, qui, en première approche, possèdent, à l'image du benzène, un anneau de six atomes de carbone. De façon plus générale l'aromaticité est liée à la délocalisation des électrons dans ce type de molécules.

• Le composés aliphatiques. - Le terme sert à désigner les composés cycliques qui ne sont pas aromatiques ( = composés alicycliques), ainsi que  tous les composés acycliques.

Les séries homologues. 
Ordinairement, dans les chaînes carbonées, chaque atome de carbone non lié à un groupe fonctionnel se lie à deux autres atomes de carbone et à deux atomes d'hydrogène. Chaque "vertèbre" du squelette peut ainsi s'écrire sous la forme -CH2-  (les tirets symbolisant la laison covalente de l'atome de carbone avec ses deux atomes de carbone voisins). On définit alors une série homologue tous les composés identiques, mais ne différant que par le nombre de telles "vertèbres". Une série homologue a ainsi une formule générale pour tous ses membres. Les propriétés chimiques des membres d'une série homologue sont similaires, mais leurs propriétés physiques changent progressivement à mesure que le nombre n grandit. 

Toutes les séries homologues, à l'exceptions des alcanes (V. ci-dessous) ont également un groupe fonctionnel. 

Les hydrocarbures peuvent être divisés en plusieurs classes, parmi lesquelles :

• Les alcanes ou paraffines. - Ce sont tous des hydrocarbures saturés et les composés aliphatiques. Ils forment une série homologue dont la formule générale est CnH2n+2. Exemples : le méthane (CH4), l'éthane (C2H6) et le propane (C3H8). Dans les cycloalcanes, les atomes de carbone forment une chaîne annulaire.

• Les alcènes ou oléfines. - Ce sont des hydrocarbures insaturés et aliphatiques. Les molécules d'alcène contiennent une ou plusieurs doubles liaisons entre les atomes de carbone. Celles qui n'en ont qu'une forment une série homologue dont la formule générale est CnH2n. Exemples : l'éthène (C2H4),  le propène (C3H6), et le butène (C4H8).

• Les alcynes. - Ce sont des composés insaturés (les atomes sont liés par une liaison triple) et aliphatiques. Ils forment une série homologue de formule moléculaire générale CnH2n-2. Exemple : l'acétylène (C2H2) Ce sont des molécules non polaires dont les propriétés chimiques sont similaires à celles des alcènes. Ils brûlent avec une flamme fuligineuse dans l'air et une flamme très chaude dans l'oxygène pur. Les alcynes sont produits par craquage. Ils sont utilisés pour fabriquer des plastiques et des solvants.

Les aldéhydes et les cétones.
C'est la présence d'un groupe carbonyle (C=O) qui définit les aldéhydes et les cétones. 

• Les aldéhydes ont un groupe fonctionnel -CHO attaché à un atome d'hydrogène. Ils ont pour formule molécumaire générale  :  CnH2n+1CHO et sont nommés comme les alcanes mais leurs noms se terminent en -anal et non en -ane. Exemple : le méthanal ou formaldéhyde (HCHO). Ce sont des liquides incolores (sauf, justement, le méthanal) et des réducteurs. Ils subissent des réactions d'addition, de condensation et de polymérisation. Lorsqu'ils sont oxydés, ils forment des acides carboxyliques.

• Les cétones possèdent un groupe carbonyle (-CO-), attaché à deux atomes de carbone. La formule générale de leur série homologue est complexe. Ils sont nommés comme les alcanes mais se terminent par -anone et non par -ane.  Exemple : l'acétone (CH3COCH3). Ces composés ont des propriétés chimiques similaires à celles des aldéhydes mais ne sont pas des réducteurs. Il sont utilisés notamment pour la production de solvants. La plupart sont des liquides incolores.

Esters.
Dans les esters, le groupe fonctionnel ester (-COO-) est lié à un atome de carbone.  Ce sont des liquides non réactifs et incolores obtenus par réaction d'un acide carboxylique et d'un alcool. Présents dans les huiles végétales et les graisses animales, ils donnent aux fruits et aux fleurs leurs saveurs et leurs odeurs. Ils  interviennent souvent comme arômes et parfums, et peuvent être utilisés comme solvants pour les résines et les vernis.

Les composés azotés du carbone.
On range ici tous les composés organiques contenant au moins un atome d'azote (N).

• Les amides. - Les amides se définissent par le groupe amide (-CONH-) qu'ils contiennent et qui est   lié à un atome de carbone. Ces composés sont couramment utilisés dans l'industrie pharmaceutique pour la production de médicaments.

• Les amines. - Les amines primaires sont des composés contenant un groupe amine (groupe fonctionnel -NH2). Ce sont des bases faibles, et elles ont une odeur de poisson. Les diamines sont des composés avec deux groupes amine dans chaque molécule.

• Les nitriles. - Ce sont tous les composés oragniques dans lesquels un hydrocarbure est relié au groupe fonctionnel CN (soit un atome de carbone lié par une liaison covalente triple avec un atome d'azote). Ce sont le plus souvent des produits de synthèse.