Os elementos químicos impressionam pela variedade das propriedades e reações. Formam gases, como o oxigénio ou o hélio; líquidos, como o mercúrio, ou corpos sólidos como o chumbo. Ao unir-se podem reagir com o vigor do sódio e da água ou levar uma existência tão pacífica como o azoto e o oxigénio.
A tarefa de descrever as diferentes formas de apresentação e os diferentes comportamentos dos elementos seria tão extensa quanto aborrecida, se não existissem determinados traços comuns.
Na base de tais semelhanças, os elementos classificam-se em categorias que, por sua vez, se subdividem em vários grupos. As leis da estrutura da camada de eletrões dos átomos regulam as relações entre os diferentes elementos, as quais estão patentes na disposição dos mesmos, no chamado “sistema periódico”.
Os elementos dividem-se em três grandes categorias: metais, não metais e semi-metais. Dentro de cada categoria diferenciam-se vários grupos de elementos ordenados em colunas no sistema periódico. Ao seu lado estão o hidrogénio e os gases nobres que não se podem englobar em nenhuma das categorias citadas.
Centremos a nossa atenção num elemento não metálico muito importante: o Carbono. O Carbono é um elemento privilegiado, uma vez que possui quatro eletrões na camada exterior, o que lhe permite formar parte de muitos compostos estáveis diferentes, que pela sua importância, constituem um ramo especial da química, chamada de química orgânica.
O carbono encontra-se amplamente difundido na Natureza. Na crusta terrestre aparece combinado em forma de carbonato, por exemplo, na cal. Como elemento independente, forma diamantes cintilantes ou uma massa pouco dura, que aparece em escamas e recebe o nome de grafite, ou então, dá lugar as extensos jazigos de carvão. Curiosamente, quer o diamante, que é a substância mais dura que se conhece, quer a frágil grafite que constitui a mina dos lápis de escrever, são constituídos pelos mesmos átomos de carbono. Ambas as substâncias se diferenciam na disposição dos átomos. Na grafite formam camadas, cada uma das quais é formada por hexágonos, em planos paralelos, com um átomo de carbono em cada vértice. Já no diamante os planos são ondulados e os átomos de carbono encontram-se nos ângulos e ao centro dos tetraedros. Deste facto resulta que, o diamante é isolante e praticamente não absorve luz, ao passo que a grafite é um excelente condutor da eletricidade e do calor.
Os diamantes são a pedra preciosa mais apreciada. A refração da luz dota-os de um “fogo” especial que sobressai ainda mais talhando-os de maneira apropriada. No entanto, os diamantes não são apenas utilizados com fins ornamentais ou como uma forma de aumentar a riqueza individual mas, pela sua dureza, têm diversas aplicações na indústria, como por exemplo, como pontas de furadores.
Os diamantes grandes, como os utilizados em joalharia, obtêm-se diretamente de minas, enquanto que os mais pequenos de uso industrial se podem obter sinteticamente modificando o grafite. Esta é aquecida a cerca de 3.000ºC em presença de catalisadores, como o crómio ou o manganês, submetendo-a, ao mesmo tempo, a uma pressão de, por exemplo, 200 000 bar, o que exige o domínio preciso da técnica. Por outro lado, torna-se mais fácil transformar o diamante em grafite. Para isso, as pedras são aquecidas a pressão normal, no vazio, a cerca de 1.500ºC. Esta possibilidade é meramente académica, uma vez que não faz de todo sentido destruir diamantes para construir grafite para lápis…
Por: António Costa
