El diamante no es estable a temperatura y presión ambiente. Lentamente, pero inevitablemente, se convierte en carbono amorfo, grafito y [matemáticas] CO_ {2} [/ matemáticas].
Estas son las reacciones del diamante y el grafito con oxígeno, con sus energías libres:
[matemáticas] C _ {(s, diamante)} + O_ {2 (g)} \ rightarrow CO_ {2 (g)} [/ matemáticas], [matemáticas] \ Delta G ^ {0} = – 397 kJ [/ matemáticas ]
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[matemática] C _ {(s, grafito)} + O_ {2 (g)} \ rightarrow CO_ {2 (g)} [/ matemática], [matemática] \ Delta G ^ {0} = – 394 kJ [/ matemática ]
Entonces la reacción [matemáticas] C_ {diamante} \ rightarrow C_ {grafito} [/ matemáticas] tiene una energía libre de Gibbs [matemáticas] \ Delta G ^ {0} = – 3 kJ [/ matemáticas] lo que significa que la reacción es espontánea ( valor negativo de energía libre) y, como usted dice correctamente, ocurre. Al igual que la conversión de diamantes en dióxido de carbono por cierto.
Pero la cinética a temperatura ambiente es muy lenta. Tan lento que no puedes verlo. A temperatura ambiente, nadie (como puedo decir y he encontrado) ha medido la velocidad de transformación. La reacción se vuelve observable por encima de 1200 ° C y 1 atm.
Algunas fuentes:
- H.Tracy Hall – La síntesis del diamante, 1961
- T.Evans y P.Hall – La cinética de la reacción de diamante y oxígeno, 1961
- JYHowe y col. – La oxidación del diamante, 2001
