¿Por qué el diamante no se convierte en grafito?

♣ Novato

Coge dos imanes pegados y sepáralos: cuesta un esfuerzo. Acércalos y se juntan de golpe, con un clac: al unirse sueltan energía.

Los átomos de una molécula están unidos por enlaces, y con ellos pasa algo parecido: romper un enlace cuesta energía y formarlo la devuelve. Una reacción química rompe unos enlaces y forma otros. Si los nuevos aprietan más que los viejos, devuelven más de lo que costó romper, y lo que sobra sale como calor. Así calienta el gas de la cocina.

Si es al revés, la reacción pide energía y hay que dársela, por ejemplo con electricidad. Lo verás al final con el agua.

♦ Intermedio

Un enlace es la unión entre dos átomos de una molécula. Su energía de enlace es lo que cuesta romper un mol de esos enlaces (OpenStax). Algunos valores medios:

Hidrógeno y oxígeno dan vapor de agua: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Se rompen dos H–H y un O=O, que cuestan 2 × 436 + 498 = 1370 kJ. Se forman cuatro O–H, que devuelven 4 × 464 = 1856 kJ. Sobran 486 kJ, unos 243 por mol de agua. Medido: 242 kJ (OpenStax; NIST-JANAF da 241,8).

Cuando sobra energía y sale calor, la reacción es exotérmica. Cuando hay que ponerla, endotérmica. A esa energía que sobra o falta se le llama el calor de la reacción.

Las energías de enlace son medias de muchas moléculas, así que la cuenta sale aproximada. Para el dato exacto, las tablas dan la energía de formar cada sustancia a partir de sus elementos, y con ellas se hace la cuenta sin enlaces.

♠ Técnico

La entalpía de reacción se estima con ΔᵣH ≈ ΣD(rotos) − ΣD(formados) (OpenStax, Chemistry 2e, 7.5). Las D de la tabla son medias y la estimación suele fallar en decenas de kJ: en el ejemplo de OpenStax, CO + 2 H₂ → CH₃OH(g) sale −107 kJ con enlaces y −90,5 kJ con entalpías de formación.

Con el agua la estimación acierta porque H–H y O=O no son medias: cada uno es una molécula concreta. Con las tablas NIST-JANAF a 298,15 K, D(H–H) = 2 ΔfH°(H, g) = 2 × 217,999 = 436,0 kJ/mol, D(O=O) = 2 ΔfH°(O, g) = 498,3 kJ/mol, y la O–H media del agua es [2 ΔfH°(H) + ΔfH°(O) − ΔfH°(H₂O, g)] / 2 = 463,5 kJ/mol.

Con esos D, la estimación da exactamente ΔfH°(H₂O, g) = −241,826 kJ/mol: es la misma cuenta por otro camino. Lo garantiza la ley de Hess: como H es función de estado, ΔᵣH° = Σν ΔfH°(productos) − Σν ΔfH°(reactivos) no depende de los pasos intermedios (OpenStax, 5.3).

♣ Novato

Imagina una bola en un hoyo. Al lado hay una cuesta abajo larguísima, pero entre el hoyo y la cuesta hay una pequeña colina. Aunque abajo del todo estaría mejor, la bola no va a ninguna parte hasta que alguien la empuja por encima de la colina. Después baja sola.

Las reacciones son así. El gas de la cocina y el oxígeno del aire pueden pasar juntos todo el día sin arder, hasta que una chispa da el empujón. Una vez empieza, el calor de la llama empuja a las moléculas de al lado, y la reacción sigue sola.

Lo que más empuja es la temperatura. En caliente, las moléculas se mueven más deprisa y chocan con más fuerza, así que más choques consiguen subir la colina. Por eso la comida dura más en la nevera: en frío, las reacciones que la estropean van más despacio.

♦ Intermedio

Para que dos moléculas reaccionen tienen que chocar con energía suficiente para empezar a romper sus enlaces. Esa energía mínima es la energía de activación (OpenStax). En un perfil de energía es la altura de la colina: se sale de los reactivos, se sube hasta la cima y se baja hasta los productos. El desnivel entre la salida y la llegada es el calor de la reacción, el del bloque anterior. La colina dice otra cosa: no cuánto se gana, sino cuánto cuesta arrancar.

En cada choque la energía es distinta: casi todos son flojos y unos pocos, muy fuertes. La parte de los choques que llega arriba baja muchísimo si la colina es más alta y sube muchísimo con la temperatura. Con una colina de 50 kJ/mol, que es un valor de ejemplo:

• a 25 °C, llega arriba más o menos 1 de cada 575 millones de choques;
• en la nevera, a 4 °C, la reacción va 4,6 veces más lenta;
• a 35 °C, 1,9 veces más rápida.

Son cálculos propios. De ahí sale la regla de “cada 10 grados, el doble”, que solo vale para colinas de ese tamaño: con una de 100 kJ/mol, los mismos 10 grados multiplican por 3,7.

Un catalizador abre otro camino con una colina más baja. La reacción va más rápida y la salida y la llegada no cambian (OpenStax). Lo hacen los catalizadores de los coches y las enzimas del cuerpo.

♠ Técnico

La ecuación de Arrhenius es k = A·e^(−Eₐ/RT) (OpenStax, 12.5). El factor e^(−Eₐ/RT) mide qué parte de los choques llega con energía suficiente; A recoge cuántos choques hay y si tienen la orientación buena. Tomando logaritmos, ln k = ln A − (Eₐ/R)(1/T): midiendo k a varias temperaturas y dibujando ln k frente a 1/T sale una recta, y su pendiente da Eₐ. OpenStax lo hace con 2 HI → H₂ + I₂ y obtiene Eₐ = 180 kJ/mol.

Entre dos temperaturas, k₂/k₁ = exp[(Eₐ/R)(1/T₁ − 1/T₂)]. Con Eₐ = 50 kJ/mol, de 298,15 a 308,15 K da 1,92; con 100 kJ/mol, 3,70 (cálculo propio, suponiendo A constante). La regla del doble cada 10 °C no es una ley: depende de Eₐ.

Un catalizador ofrece otro mecanismo, con un estado de transición más bajo. Como H es función de estado, la salida y la llegada no se mueven: en los diagramas de OpenStax, con y sin catalizador, las dos curvas «empiezan y acaban a la misma energía» (12.7, traducción propia).

♣ Novato

Ahora imagina dos valles. En uno, un poco más alto, está el diamante. En el otro, solo un poquito más abajo, el grafito. Los dos son carbono puro, colocado de dos maneras distintas: lo viste en la lección de átomos.

Bajar al valle del grafito soltaría un poquito de energía, y por eso los químicos dicen que el grafito es más estable. Pero entre los dos valles hay una montaña enorme: para pasar al grafito, cada átomo de carbono tiene que soltarse del diamante, y soltarlo cuesta muchísima energía. A temperatura ambiente, prácticamente ningún átomo lo consigue.

El diamante no está a salvo por ser lo más estable, sino porque la montaña es altísima. Si lo calientas por encima de unos 1500 °C en un recipiente sin aire, empieza a convertirse en grafito.

♦ Intermedio

Para saber si una reacción puede ir sola no basta el calor. Los químicos usan la energía de Gibbs, que junta el calor y el desorden. Si la energía de Gibbs baja, la reacción puede ir sola. De diamante a grafito, a 25 °C, baja 2,9 kJ/mol (OpenStax; UW–Madison). Es muy poco, y el calor que suelta es aún menos: 1,9 kJ por cada 12 gramos de carbono, que calentarían un vaso de agua menos de 2 °C (cálculo propio).

Pero que pueda no quiere decir que pase. OpenStax lo dice así: «la espontaneidad de un proceso no está relacionada con su velocidad» (traducción propia). Para recolocar el carbono, cada átomo tiene que soltarse del diamante, y eso pide muchísima energía.

La colina se ha medido: 188 kJ/mol en polvo de diamantes diminutos (Butenko y otros, 2000) y unos 730 kJ/mol en una cara de un diamante natural (Davies y Evans, 1972). Cada cifra sale de un solo trabajo. Con la de 188, a 1600 °C la frontera entre diamante y grafito avanza 1,5 nanómetros por hora. A 25 °C tardaría más de 10²⁰ años en avanzar uno (cálculo propio, alargando su fórmula muy lejos de lo que midieron). El universo tiene unos 10¹⁰ años.

El diamante es termodinámicamente inestable pero cinéticamente estable: se dice que es metaestable (OpenStax). Y aquí también hay catalizadores: con una capa de níquel, una película de diamantes diminutos empieza a volverse grafito hacia los 500 °C, y la superficie de un cristal de diamante, por encima de 800 °C (Sedelnikova y otros, 2025, que lo recogen de otros trabajos).

♠ Técnico

Con el apéndice G de OpenStax, diamante → grafito tiene ΔᵣH° = −1,89 kJ/mol y ΔᵣS° = 5,740 − 2,38 = +3,36 J/(K·mol). Entonces ΔᵣG° = ΔᵣH° − TΔᵣS° = −1,89 − 298,15 × 0,00336 = −2,89 kJ/mol, que cuadra con los −2,90 de la tabla. Ojo: el calor que se suelta es ΔᵣH, −1,89; lo que decide el sentido es ΔᵣG.

La cinética la midieron Davies y Evans (Proc. R. Soc. Lond. A 328, 413, 1972) entre 1850 y 2000 °C, sin presión: Eₐ = 728 ± 50 kJ/mol en las caras 110. Para las 111, su resumen da dos cifras que no cuadran entre sí: 253 kcal/mol y 1159 kJ/mol, cuando 253 kcal son 1059 kJ. Proponen que el paso lento es arrancar un solo átomo de la superficie: con dos enlaces en las caras 110 y con tres en las 111.

Butenko y otros (J. Appl. Phys. 88, 4380, 2000), con nanodiamante entre 1370 y 1870 K, ajustan v = A·e^(−E/RT) con E = 45 ± 4 kcal/mol (188 kJ/mol) y A = 74 nm/s. Dicen que su fórmula vale «en el intervalo indicado y cerca de él» (traducción propia) y atribuyen la diferencia con Davies y Evans a otro mecanismo a temperaturas más bajas.

Si se extrapola su fórmula, v(298 K) ≈ 8×10⁻³² nm/s: un nanómetro en unos 4×10²³ años, entre 5×10²⁰ y 4×10²⁶ con su ±4 kcal/mol. Con la Eₐ de Davies y Evans, el factor exponencial a 25 °C es 10¹¹⁰ veces menor que a 1900 °C. Son extrapolaciones muy lejos de lo medido: valen por el orden de magnitud. A presión ambiente, el diamante es un mínimo local de G separado del grafito por una barrera; a presiones muy altas, el estable pasa a ser el diamante (OpenStax, 16.1).

♣ Novato

Un clavo que se oxida y un tronco que arde hacen lo mismo: algo se junta con el oxígeno. La diferencia es la velocidad: el óxido tarda meses y la llama, segundos. Por eso a estas reacciones se las llama de oxidación.

Con el agua se puede hacer una pila. Con electricidad, el agua se rompe en hidrógeno y oxígeno: es subir la cuesta, y cuesta energía. Romper un litro de agua cuesta como mínimo 4,4 kWh, lo que gasta un hervidor encendido más de dos horas.

Si después quemas ese hidrógeno, baja la cuesta y devuelve la misma energía, como calor. Ni un julio más: el hidrógeno no es una fuente de energía, sino una forma de guardarla, como una pila.

♦ Intermedio

En química, oxidarse es perder electrones y reducirse, ganarlos (OpenStax). Siempre van juntos, porque los electrones que pierde uno los gana otro. Al quemar hidrógeno, el hidrógeno se oxida y el oxígeno se reduce.

Romper agua con electricidad se llama electrólisis: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂, la combustión al revés. Hay que poner al menos 1,23 voltios entre los dos electrodos (OpenStax). La energía es la del bloque 1, pero con agua líquida: 285,8 kJ por mol (NIST-JANAF; OpenStax). Con 1,23 voltios, unos 237 kJ entran como electricidad y el resto, como calor del entorno. Un litro de agua son 55,5 moles: 15,9 MJ, o 4,4 kWh (cálculo propio).

Al quemar el hidrógeno vuelve esa energía, como calor. Una pila de combustible hace la misma reacción sin llama y da electricidad, a unos 1,2 voltios. Su eficiencia es de un 50–75 %, frente al 20–25 % de un motor (OpenStax).

♠ Técnico

En la electrólisis (OpenStax, 17.7), el ánodo oxida el agua, 2 H₂O(l) → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻, y el oxígeno pasa de −2 a 0. El cátodo reduce, 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂, y el hidrógeno pasa de +1 a 0. E°celda = −1,229 V: hay que imponer más que eso.

Comprobación con ΔᵣG° = −nFE°: ΔfG°(H₂O, l) = −237,141 kJ/mol (NIST-JANAF) y n = 2, así que E° = 237 141 / (2 × 96 485,332) = 1,2289 V. Con ΔᵣH en lugar de ΔᵣG sale 1,481 V, el voltaje termoneutro: por encima, la celda no necesita calor de fuera. La diferencia entre los dos voltajes es el calor que la celda puede tomar del entorno, TΔᵣS = 48,7 kJ/mol, que cuadra con ΔᵣS° = 163,3 J/(K·mol) del apéndice G.

Al revés, en una pila de combustible, el trabajo eléctrico máximo es −ΔᵣG = 237,1 kJ/mol, el 83 % de lo que daría quemar el hidrógeno (cálculo propio). OpenStax da unos 1,2 V por celda y una eficiencia real del 50–75 %. La energía que sale nunca supera la que costó romper el agua: es una pila química, no una fuente.