Solidi covalenti: diamante e grafite a confronto

Diamante e grafite sono fatti dello stesso elemento, il carbonio, eppure uno è il materiale naturale più duro che si conosca e l’altro è morbido, scuro e conduce corrente. La differenza non sta negli atomi, ma in come sono legati: nei solidi covalenti la struttura è una sola, gigantesca molecola tenuta insieme da legami covalenti che si estendono in tutto il cristallo, e basta cambiarne la geometria per ottenere proprietà opposte.

Vediamo che cos’è un solido covalente, come sono fatti diamante e grafite, perché hanno proprietà così diverse e cosa li distingue dagli altri tipi di solido.

Che cos’è un solido covalente

Un solido covalente (o reticolo covalente esteso) è un cristallo in cui gli atomi sono uniti da legami covalenti direzionali che si propagano in tutte le direzioni, senza interrompersi ai bordi di una molecola. Non esistono molecole separate: l’intero cristallo è una rete continua di legami forti. Per questo i solidi covalenti hanno punti di fusione altissimi, sono in genere durissimi e — salvo eccezioni — non conducono corrente, perché gli elettroni sono impegnati nei legami e non liberi di muoversi.

Il diamante: un reticolo tetraedrico

Nel diamante ogni atomo di carbonio forma quattro legami covalenti diretti verso i vertici di un tetraedro, verso altri quattro atomi di carbonio. Il risultato è una rete tridimensionale rigida in cui ogni legame è una coppia elettronica condivisa, senza punti deboli. È questa continuità di legami forti in tutte le direzioni a rendere il diamante il materiale più duro conosciuto e a dargli un punto di fusione elevatissimo: per fondere il cristallo bisognerebbe rompere innumerevoli legami covalenti contemporaneamente.

ogni C → 4 legami covalenti (geometria tetraedrica) → reticolo 3D continuo

Lo stesso schema strutturale si ritrova nel silicio e nel carburo di silicio (SiC): in tutti questi materiali la struttura è una rete di tetraedri che condividono i vertici, e le proprietà sono quelle tipiche dei reticoli covalenti — durezza, refrattarietà, comportamento isolante o semiconduttore.

La grafite: legami forti nei piani, deboli tra i piani

La grafite è l’altro grande allotropo del carbonio, e mostra come la geometria cambi tutto. Qui ogni atomo di carbonio forma solo tre legami covalenti, disposti a 120° su un piano, generando estesi fogli di anelli esagonali. Questi piani sono uniti tra loro non da legami covalenti, ma da deboli forze di van der Waals, e questo spiega l’anisotropia della grafite: durissima da rompere lungo i piani, facilissima da sfaldare tra un piano e l’altro. È proprio lo scorrimento dei piani l’uno sull’altro a renderla un lubrificante solido e a lasciare il segno della matita sulla carta.

Perché la grafite conduce

Nei fogli della grafite a ciascun carbonio resta un elettrone non impegnato nei tre legami nel piano: questi elettroni occupano orbitali perpendicolari ai fogli e si delocalizzano sull’intero piano. Da essi nascono due bande di livelli, una piena (di valenza) e una praticamente vuota (di conduzione), che nella struttura tridimensionale si sovrappongono di pochissimo — dell’ordine di qualche centesimo di elettronvolt. Questa minima sovrapposizione basta a far passare elettroni nella banda vuota, e rende la grafite un conduttore (più precisamente un semimetallo), un comportamento eccezionale per un materiale fatto di soli legami covalenti.

Diamante e grafite a confronto

La tabella riassume come la diversa geometria di legame, a parità di elemento, generi proprietà opposte.

Dove contano i solidi covalenti

I solidi covalenti sono i materiali della durezza e della refrattarietà: abrasivi e utensili da taglio (diamante, carburo di silicio), materiali per alte temperature, semiconduttori (silicio). La grafite, oltre che lubrificante, è elettrodo, additivo conduttore e precursore di materiali avanzati. Capire che le proprietà derivano dalla geometria dei legami covalenti — e non solo dalla natura dell’elemento — è la chiave per leggerne e prevederne il comportamento.

Perché conta nella pratica

Per chi sceglie o caratterizza materiali, il confronto diamante/grafite è la lezione più chiara su quanto la struttura conti più della composizione. Sapere che un reticolo covalente tridimensionale dà durezza e isolamento, mentre una struttura a fogli dà sfaldabilità e conducibilità, permette di interpretare durezza, punto di fusione e comportamento elettrico di un materiale a partire da come sono fatti i suoi legami. È un ragionamento che torna utile dai materiali abrasivi ai semiconduttori, fino agli elettrodi di carbonio.

Fra gli strati della grafite si possono inserire altre sostanze: è il fenomeno dell’intercalazione.

Domande frequenti

Che cos’è un solido covalente?

È un cristallo in cui gli atomi sono uniti da legami covalenti direzionali estesi a tutto il reticolo, senza molecole separate: l’intero cristallo è di fatto un’unica macromolecola. Ne derivano punti di fusione molto alti e grande durezza, e in genere l’assenza di conducibilità elettrica, perché gli elettroni di valenza sono impegnati nei legami e non liberi di muoversi.

Perché il diamante è così duro?

Perché ogni atomo di carbonio forma quattro legami covalenti diretti verso i vertici di un tetraedro, generando una rete tridimensionale continua di legami forti senza punti deboli. Per deformarlo o fonderlo bisognerebbe rompere un numero enorme di legami covalenti contemporaneamente, e questo lo rende il materiale naturale più duro conosciuto e gli conferisce un punto di fusione elevatissimo.

Perché la grafite conduce corrente se è fatta di soli legami covalenti?

Perché ogni carbonio usa tre dei suoi elettroni per i legami nel piano e lascia il quarto libero di delocalizzarsi sui fogli. Questi elettroni formano bande che si sovrappongono di pochissimo (qualche centesimo di elettronvolt), e ciò basta a permettere il passaggio di carica. La grafite si comporta così da semimetallo, un caso eccezionale tra i solidi covalenti, che di norma sono isolanti.

Perché la grafite si sfalda mentre il diamante no?

Perché nella grafite i legami covalenti forti sono solo all’interno dei fogli planari, mentre i fogli sono tenuti insieme da deboli forze di van der Waals. I piani scorrono facilmente l’uno sull’altro, da cui la sfaldabilità e l’uso come lubrificante. Nel diamante, invece, i legami forti si estendono in tutte e tre le direzioni, senza piani deboli, e il cristallo resiste alla frattura.

Diamante e grafite sono la stessa sostanza?

Sono entrambi carbonio puro, ma sono allotropi diversi, cioè forme strutturali distinte dello stesso elemento. La differenza sta nella geometria dei legami: quattro legami tetraedrici nel diamante, tre legami planari nella grafite. Questa sola diversità geometrica produce proprietà opposte di durezza, sfaldabilità e conducibilità, e mostra quanto la struttura conti rispetto alla pura composizione.