Matemática
O carbono é um dos elementos conhecidos há mais tempo - o seu nome vem do latim carbo, que significa carvão. Na Terra, o carbono é o 14º elemento mais abundante, sendo essencial à vida como a conhecemos. Devido às propriedades únicas do carbono - especialmente a capacidade de formar fortes ligações carbono-carbono - há milhões de compostos conhecidos contendo esse elemento. Suas substâncias simples (os alótropos do carbono) são, porém, bem menos numerosas.
No grafite e no diamante
Sendo o carbono relativamente abundante, talvez fosse de se esperar que o diamante, um dos alótropos do carbono, fosse mais comum. No entanto, deve-se levar em conta a estabilidade de uma substância. Nas condições ambientais, o grafite é a forma preferida do carbono. Uma pena? Bom, talvez, se o diamante fosse abundante e o grafite não, teríamos um sem número de objetos e instrumentos contendo diamantes, enquanto o grafite seria caríssimo...
Na verdade, o grafite apresenta propriedades tão fascinantes quanto às do diamante, e que são exploradas em objetos tão diversos quanto lápis, lubrificantes, contatos de motores e eletrodos de fornos.
Propriedades são resultado da estrutura molecular
As marcadas diferenças entre o grafite e o diamante são devidas às suas estruturas moleculares diversas: ambos são materiais cristalinos feitos de uma rede com bilhões de átomos de carbono, mas a semelhança acaba aí.
A tabela abaixo ilustra as principais características do grafite e do diamante:
Grafite
Diamante
Origem do nome Do grego graphos (escrita) Do grego adamantos (inflexível, duro, indomável)
Fórmula Cn Cn
Estrutura Folhas de hexágonos "empilhados", com todos os carbonos na forma sp2 Cada carbono liga-se a outros 4. O material é idêntico em todas as direções.
Dureza (Mohs) 1 (um dos mais moles) 10 (o mais duro material natural)
Densidade (g/cm3) 2,09-2,23 3,513
Ponto de fusão (oC) 3500oC -
Índice de refração - 2,4173
Condutividade térmica (W/cm.K) 1,23 (média, T ambiente) 9-23 (faixa, T ambiente)
Condutividade elétrica (-1.cm-1) 610 (razoável, mas menor que a de metais como Cu e Au) Baixíssima - é um isolante
As características mais interessantes dessas substâncias são o alto ponto de fusão do grafite e a altíssima condutividade térmica do diamante (muito superior à de metais como o cobre e o ouro).
Por que o grafite conduz corrente elétrica e o diamante não? E por que a situação se inverte, quando se trata de condução de calor? A resposta está nas ligações: o grafite possui uma rede de duplas ligações conjugadas que permitem a migração de elétrons, enquanto o diamante não possui. Já o diamante, tendo uma estrutura com poucas falhas e muito bem "amarrada", conduz a energia cinética - expressa pelo calor - com uma velocidade muito alta.
Transformando grafite em diamante
Ora, já que o diamante não é abundante, será que é possível fabricá-lo? Sim, é possível - e isso é feito comercialmente, mas não para diamantes de joalheria.
Na verdade, a conversão de grafite em diamante exige um pouquinho de energia (o ΔH da reação é de meros 0,45kcal/mol), mas as condições de transformação são bem difíceis de manter: algo em torno de 50000 atm a 800o C, para uma transformação lenta, ou temperaturas e pressões ainda mais altas, para transformações rápidas.
A ilustração a seguir é um diagrama de fases (parecido com o que se estuda para água e gelo, por exemplo). Note que uma pressão de 1 GPa (gigapascal) é equivalente a mais ou menos 10000 atmosferas.
Há prensas que permitem fazer diamantes grandes, geralmente a alto custo (embora alguns catalisadores permitam acelerar o processo, mas isso é um segredo bem guardado). Por outro lado, olhando o cantinho direito do diagrama de fases, você pode notar que é possível obter carbono vaporizado a pressões relativamente baixas.
Ora, e se alguém tentasse fazer diamante a partir do carbono gasoso, a pressões muito baixas? A resposta é: conseguiria películas finas e muito resistentes, em uma técnica conhecida como CVD (em inglês, deposição química de vapor). Fascinante, não?
Júlio C. de Carvalho é engenheiro químico e professor do curso de Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia da UFPR.
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Carbono 14: idade de fósseis Líria Alves Fóssil de um peixeA arqueologia conta com um elemento químico para datar fósseis, esse elemento permite decifrar de qual época é um achado dos arqueólogos, e o valor do objeto se...
Matemática
Carbono É possível transformar grafite em diamante?
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No grafite e no diamante
Sendo o carbono relativamente abundante, talvez fosse de se esperar que o diamante, um dos alótropos do carbono, fosse mais comum. No entanto, deve-se levar em conta a estabilidade de uma substância. Nas condições ambientais, o grafite é a forma preferida do carbono. Uma pena? Bom, talvez, se o diamante fosse abundante e o grafite não, teríamos um sem número de objetos e instrumentos contendo diamantes, enquanto o grafite seria caríssimo...
Na verdade, o grafite apresenta propriedades tão fascinantes quanto às do diamante, e que são exploradas em objetos tão diversos quanto lápis, lubrificantes, contatos de motores e eletrodos de fornos.
Propriedades são resultado da estrutura molecular
As marcadas diferenças entre o grafite e o diamante são devidas às suas estruturas moleculares diversas: ambos são materiais cristalinos feitos de uma rede com bilhões de átomos de carbono, mas a semelhança acaba aí.
A tabela abaixo ilustra as principais características do grafite e do diamante:
Grafite
Diamante
Origem do nome Do grego graphos (escrita) Do grego adamantos (inflexível, duro, indomável)
Fórmula Cn Cn
Estrutura Folhas de hexágonos "empilhados", com todos os carbonos na forma sp2 Cada carbono liga-se a outros 4. O material é idêntico em todas as direções.
Dureza (Mohs) 1 (um dos mais moles) 10 (o mais duro material natural)
Densidade (g/cm3) 2,09-2,23 3,513
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Índice de refração - 2,4173
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Condutividade elétrica (-1.cm-1) 610 (razoável, mas menor que a de metais como Cu e Au) Baixíssima - é um isolante
As características mais interessantes dessas substâncias são o alto ponto de fusão do grafite e a altíssima condutividade térmica do diamante (muito superior à de metais como o cobre e o ouro).
Por que o grafite conduz corrente elétrica e o diamante não? E por que a situação se inverte, quando se trata de condução de calor? A resposta está nas ligações: o grafite possui uma rede de duplas ligações conjugadas que permitem a migração de elétrons, enquanto o diamante não possui. Já o diamante, tendo uma estrutura com poucas falhas e muito bem "amarrada", conduz a energia cinética - expressa pelo calor - com uma velocidade muito alta.
Transformando grafite em diamante
Ora, já que o diamante não é abundante, será que é possível fabricá-lo? Sim, é possível - e isso é feito comercialmente, mas não para diamantes de joalheria.
Na verdade, a conversão de grafite em diamante exige um pouquinho de energia (o ΔH da reação é de meros 0,45kcal/mol), mas as condições de transformação são bem difíceis de manter: algo em torno de 50000 atm a 800o C, para uma transformação lenta, ou temperaturas e pressões ainda mais altas, para transformações rápidas.
A ilustração a seguir é um diagrama de fases (parecido com o que se estuda para água e gelo, por exemplo). Note que uma pressão de 1 GPa (gigapascal) é equivalente a mais ou menos 10000 atmosferas.
Há prensas que permitem fazer diamantes grandes, geralmente a alto custo (embora alguns catalisadores permitam acelerar o processo, mas isso é um segredo bem guardado). Por outro lado, olhando o cantinho direito do diagrama de fases, você pode notar que é possível obter carbono vaporizado a pressões relativamente baixas.
Ora, e se alguém tentasse fazer diamante a partir do carbono gasoso, a pressões muito baixas? A resposta é: conseguiria películas finas e muito resistentes, em uma técnica conhecida como CVD (em inglês, deposição química de vapor). Fascinante, não?
Júlio C. de Carvalho é engenheiro químico e professor do curso de Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia da UFPR.
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