El carbono es inodoro, insípido e insoluble en todos los disolventes ordinarios; se disuelve algo en ciertos metales fundidos, por ejemplo el hierro. En forma de diamante es generalmente incoloro, transparente y tiene una densidad de 3,52; sin embargo, los diamantes pueden ser también rojos, azules, verdes o amarillos y, además, traslúcidos u opacos. Su índice de refracción es muy alto, 2,417 (v. Reflexión y refracción de la luz). En el cristal del diamante cada átomo de carbono se une a otros cuatro, situados en los vértices de un tetraedro regular (v. Poliedros). El enlace carbono-carbono se llama covalente y supone el compartir mutuamente varios electrones. Como un enlace químico de este tipo es fuerte, el cristal del diamante puede considerarse como una sola molécula de gran tamaño. La dureza de este material y su elevado punto de fusión, más de 3500 °C, pueden atribuirse a las uniones tan sólidas de su red cristalina (v. Cristalografía). El cristal de diamante se considera como no conductor de la electricidad y es transparente a los rayos X, lo que le distingue fácilmente de sus imitaciones. Calentándolo a temperaturas comprendidas entre 1700 a 1900 °C, se transforma fácilmente en grafito.
El carbono en su forma alotrópica de grafito es conocido también con los nombres de plombagina y lápiz-plomo; es un sólido blando, negro, con densidad 2,1 a 2,5, buen conductor del calor y la electricidad, y cristaliza en láminas hexagonales. Cada átomo de carbono enlaza con otros tres en el mismo plano; éstos se disponen en láminas paralelas agrupadas mediante enlaces débiles, que permiten el deslizamiento de las capas, una sobre otra, con cierta facilidad, dando al grafito un tacto blando, graso y deslizante y contribuyendo así a sus excelentes propiedades lubricantes. El grafito sublima a la temperatura de 4350 °C.
Químicamente, el carbono es casi inerte a temperatura ordinaria. Su Valencia varía entre —4 y 4, como en sus compuestos metano, CH4 y anhídrido carbónico, CO2. A temperaturas elevadas el carbono se hace bastante activo y si se calienta en presencia de oxígeno forma el óxido de carbono, CO, o el bióxido (anhídrido carbónico), CO2, según las disponibilidades de oxígeno. En forma de coque, y en caliente, reacciona con los óxidos minerales de hierro, plomo, cinc, estaño y cobre reduciéndolos a metal libre (v. Alto horno, Operación). A alta temperatura, el carbono reacciona con algunos elementos para formar compuestos binarios, como, por ejemplo, cuando se calienta carbón y azufre en un horno eléctrico para formar sulfuro de carbono: C + 2S => CS2
Otros compuestos binarios en que el carbono parece exhibir una valencia o número de oxidación negativo son los llamados Carburos. El carburo de silicio, SiC, se prepara en el horno eléctrico por fusión del anhídrido silícico (arena), SiO2, con coque: SiO2 + 3C => SiC + 2CO
El carburo de silicio cristaliza con una estructura del mismo tipo que la del diamante y es también muy duro. Se conoce con diversos nombres comerciales, de los cuales el más conocido es Carborundo. Se usa como abrasivo.
Si se hace pasar vapor de agua sobre carbón calentado, se produce una mezcla gaseosa compuesta principalmente de óxido de carbono e hidrógeno, llamada gas de agua, que es un excelente combustible (v. Gas, Fabricación de): C + H2O => CO + H2
Los átomos de carbono poseen la propiedad de poder enlazarse entre sí para formar moléculas de cadena abierta o cerrada. Esta propiedad explica que se hayan descrito más de 350000 compuestos que contienen carbono y justifica la existencia de una rama separada de la química dedicada a su estudio. Véase Química orgánica.
