WOLFRAM: HISTORIE, EGENSKABER, STRUKTUR, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den wolfram, wolfram eller wolfram tungmetal er en overgang, hvis kemiske symbol W. ligger i perioden 6. gruppe 6 i det periodiske system, og atomnummer 74. Dens navn har to etymologiske betydninger: hård sten og ulv skum; Det andet skyldes, at dette metal også kaldes wolfram.

Det er et sølvgrå metal, og selvom det er sprødt, har det stor hårdhed, densitet og høje smelte- og kogepunkter. Derfor er det blevet anvendt i alle de anvendelser, der involverer høje temperaturer, tryk eller mekaniske kræfter, såsom bor, projektiler eller strålingsemitterende filamenter.

Wolframstang med sin delvist oxiderede overflade. Kilde: Hi-Res-billeder af kemiske elementer

Den bedst kendte anvendelse til dette metal på kulturelt og populært niveau er i trådene til elektriske pærer. Den, der har håndteret dem, vil indse, hvor skrøbelige de er; de er dog ikke lavet af ren wolfram, som er formbar og smidig. Derudover giver det i metalliske matrixer som legeringer fremragende modstand og hårdhed.

Det er karakteriseret og kendetegnet ved at være det metal, der har det højeste smeltepunkt, og at det også er tættere end selve blyet, kun overgået af andre metaller såsom osmium og iridium. Ligeledes er det det tungeste metal, der er kendt for at udføre en biologisk rolle i kroppen.

Wolframat-anionen, WO ₄ ^2-, deltager i de fleste af dets ioniske forbindelser, der kan polymerisere til dannelse af klynger i et surt medium. På den anden side kan wolfram danne intermetalliske forbindelser eller sintres med metaller eller uorganiske salte, så dets faste stoffer får forskellige former eller konsistenser.

Det er ikke meget rigeligt i jordskorpen, med kun 1,5 gram af dette metal pr. Ton. Da det endvidere er et tungt element, er dets oprindelse intergalaktisk; specifikt fra supernovaeksplosioner, som måske har kastet "jetfly" af wolframatomer mod vores planet under dens dannelse.

Historie

etymologi

Wolfram eller wolframs historie har to ansigter ligesom deres navne: den ene schweiziske og den anden tysk. I 1600'erne arbejdede minearbejdere i regioner, der i øjeblikket er besat af Tyskland og Østrig, til at udvinde kobber og tin for at fremstille bronze.

På det tidspunkt mødte minearbejdere en torn i processen: der var et ekstremt vanskeligt mineral at smelte; mineral bestående af wolframit, (Fe, Mn, Mg) WO ₄, som beholdt eller "fortærede" tinet, som om det var en ulv.

Derfor er etymologien for dette element, 'ulv' for ulv på spansk, en ulv, der spiste tin; og 'ram' af skum eller fløde, hvis krystaller lignede en lang sort pels. Navnet 'wolfram' eller 'wolfram' opstod således til ære for disse første observationer.

I 1758 blev på den schweiziske side et lignende mineral, scheelit, CaWO ₄, benævnt 'tungsten', hvilket betyder 'hård sten'.

Begge navne, wolfram og wolfram, bruges vidt ombytteligt, afhængigt af kulturen. I Spanien, for eksempel og i Vesteuropa, er dette metal bedst kendt som wolfram; mens det på det amerikanske kontinent dominerer navnet wolfram.

Anerkendelse og opdagelse

Det blev kendt, at der mellem det syttende og det attende århundrede var to mineraler: wolframit og scheelite. Men hvem så, at der var et metal i dem anderledes end de andre? De kunne kun karakteriseres som mineraler, og det var i 1779, at den irske kemiker Peter Woulfe omhyggeligt analyserede wolfram og afledte eksistensen af ​​wolfram.

På den schweiziske side var Carl Wilhelm Scheele igen i 1781 i stand til at isolere wolfram som WO ₃; og endnu mere, opnåede han wolframtrioxid (eller wolframsyre) syre, H ₂ WO ₄ og andre forbindelser.

Dette var imidlertid ikke nok til at komme til det rene metal, da det var nødvendigt at reducere denne syre; det vil sige at underkaste den en proces, så den løsnes fra ilt og krystalliseres som metal. Carl Wilhelm Scheele havde ikke de passende ovne eller metodik til denne kemiske reduktionsreaktion.

Det var her de spanske brødre d'Elhuyar, Fausto og Juan José, kom til handling, der reducerede begge mineraler (wolframit og scheelit) med kul i byen Bergara. De to får tildelt fortjeneste og ære at være opdagere af metallisk wolfram (W).

Stål og pærer

Enhver pære med en wolframtråd. Kilde: Pxhere.

Ligesom andre metaller definerer dens anvendelser dens historie. Blandt de mest fremtrædende i slutningen af ​​det 19. århundrede var stål-wolframlegeringer og wolframfilamenter til erstatning af kulstof i de elektriske lyspærer. Det kan siges, at de første pærer, som vi kender dem, blev markedsført i 1903-1904.

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Det er et skinnende sølvgrå metal. Skøre, men meget hårde (ikke at forveksle med sejhed). Hvis stykket er af høj renhed, bliver det formbart og hårdt, så meget eller mere som flere stål.

Atom nummer

74.

Molar masse

183,85 g / mol.

Smeltepunkt

3422 ° C

Kogepunkt

5930 ° C

Massefylde

19,3 g / ml.

Fusionsvarme

52,31 kJ / mol.

Fordampningsvarme

774 kJ / mol.

Molær varmekapacitet

24,27 kJ / mol.

Mohs hårdhed

7.5.

elektronegativitet

2.36 på Pauling-skalaen.

Atomradio

139 pm

Elektrisk modstand

52,8 nΩ · m ved 20 ° C

isotoper

Det forekommer overvejende i naturen som fem isotoper: ¹⁸² W, ¹⁸³ W, ¹⁸⁴ W, ¹⁸⁶ W og ¹⁸⁰ W. I henhold til den molære masse på 183 g / mol, der gennemsnitlig atommasser af disse isotoper (og de andre tredive radioisotoper) har hvert wolfram- eller wolframatom ca. hundrede og ti neutroner (74 + 110 = 184).

Kemi

Det er et metal, der er meget modstandsdygtigt mod korrosion, da det tynde lag af WO ₃ beskytter det mod angreb af ilt, syre og alkalier. Når det er opløst og præcipiteret med andre reagenser, opnås dets salte, der kaldes wolframater eller wolframater; i dem har wolfram normalt en oxidationstilstand på +6 (forudsat at der er W ⁶⁺ kationer).

Syreklynge

Decatungstate, et eksempel på wolframpolyoxometalater. Kilde: Scifanz

Kemisk wolfram er ganske unik, fordi dens ioner har en tendens til at klynge sig sammen til dannelse af heteropolysyrer eller polyoxometalater. Hvad er de? De er grupper eller klynger af atomer, der mødes for at definere et tredimensionelt legeme; Hovedsagelig en med en sfærisk burlignende struktur, hvor de "omslutter" et andet atom.

Alt starter fra wolframat-anionen, WO ₄ ^2-, der hurtigt protonerer i et surt medium (HWO ₄ ^-) og binder med en tilstødende anion til dannelse af ^2-; og dette går igen sammen med en anden ^{2- for} at stamme ^4-. Så indtil der er flere politungstats i løsning.

Paratungstates A og B, ^6- og H ₂ W ₁₂ O ₄₂ ^10- henholdsvis er en af de mest fremtrædende af disse polyanioner.

Det kan være udfordrende at komme med din Lewis skitse og strukturer; men i princippet er det nok at visualisere dem som sæt af WO ₆ octahedra (øverste billede).

Bemærk, at disse grålige oktaedre ender med at definere decatungstaten, en politungstat; Hvis et heteroatom (for eksempel fosfor) indeholdt i det, ville det være et polyoxometalat.

Struktur og elektronisk konfiguration

Krystallinske faser

Wolframatomer definerer en krystal med en kropscentreret kubisk (bcc) struktur. Denne krystallinske form er kendt som a-fasen; mens ß-fasen også er kubisk, men lidt mere tæt. Begge faser eller krystallinske former, a og β, kan eksistere i ligevægt under normale forhold.

De krystallinske kerner i a-fasen er isometriske, medens de i p-fasen ligner søjler. Uanset krystallen styres den af ​​de metalliske bindinger, der holder W-atomerne tæt sammen. Ellers kunne de høje smelte- og kogepunkter eller den høje hårdhed og densitet af wolfram ikke forklares.

Metallisk binding

Wolframatomer skal på en eller anden måde være tæt bundet. For at lave en formodning skal elektronets konfiguration af dette metal først overholdes:

4f ¹⁴ 5d ⁴ 6s ²

5d-orbitalerne er meget store og uklare, hvilket ville betyde, at der mellem to nærliggende W-atomer er effektive overlapninger på banen. Også 6'erne orbitaler bidrager til de resulterende bånd, men i mindre grad. Mens 4f-orbitaler er "dybt i baggrunden", og derfor er deres bidrag til den metalliske binding mindre.

Dette, atomenes størrelse og de krystallinske korn, er variablerne, der bestemmer hårdheden af ​​wolfram og dens densitet.

Oxidationstilstande

I metallisk wolfram eller wolfram har W-atomerne ingen oxidationstilstand (W ⁰). Vender vi tilbage til den elektroniske konfiguration, kan 5d og 6s orbitaler "tømmes" for elektroner, afhængigt af om W er i selskab med stærkt elektronegative atomer, såsom ilt eller fluor.

Når de to 6s-elektroner går tabt, har wolfram en +2-oxidationstilstand (W ²⁺), hvilket får dens atom til at sammentrække.

Hvis det også mister alle elektronerne i dets 5d orbitaler, vil dens oxidationstilstand blive +6 (W ⁶⁺); Herfra kan det ikke blive mere positivt (i teorien), da 4f-orbitaler, der er interne, ville kræve store energier for at fjerne deres elektroner. Med andre ord er den mest positive oxidationstilstand +6, hvor wolframen er endnu mindre.

Denne wolfram (VI) er meget stabil under sure forhold eller i mange iltede eller halogenerede forbindelser. Andre mulige og positive oxidationstilstande er: +1, +2, +3, +4, +5 og +6.

Wolfram kan også få elektroner, hvis det kombineres med atomer, der er mindre elektronegative end sig selv. I dette tilfælde bliver dens atomer større. Det kan maksimalt få fire elektroner; det vil sige have en oxidationstilstand på -4 (W ^4-).

Indhentning

Det blev nævnt tidligere, at wolfram findes i mineralerne wolframit og scheelite. Afhængigt af processen, er to forbindelser opnået ud fra dem: wolframoxid, WO ₃ eller ammoniumparawolframat, (NH ₄) ₁₀ (H ₂ W ₁₂ O ₄₂) · 4H ₂ O (eller ATP). Hver af dem kan reduceres til metallisk W med carbon over 1050 ° C.

Det er ikke økonomisk rentabelt at fremstille wolfram-ingots, da de ville have brug for meget varme (og penge) for at smelte dem. Derfor foretrækkes det at fremstille det i pulverform til at behandle det på én gang med andre metaller for at opnå legeringer.

Det er værd at nævne, at Kina er det land med den største wolframproduktion på verdensplan. Og på det amerikanske kontinent indtager Canada, Bolivia og Brasilien også listen over de største producenter af dette metal.

Applikationer

En ring lavet af wolframcarbid - et eksempel på, hvordan hårdheden af ​​dette metal kan bruges til at udødeliggøre og hærde materialer. Kilde: SolitaryAngel (SolitaryAngel)

Her er nogle af de kendte anvendelser til dette metal:

-Salte blev brugt til at farve bomuld fra gamle teatre påklædning.

-Kombineret med stål hærder det endnu mere og er i stand til endda at modstå mekaniske snit i høje hastigheder.

-Sinterede wolframfilamenter er blevet brugt i over hundrede år i elektriske pærer og halogenlamper. På grund af dets høje smeltepunkt har det også fungeret som et materiale til katodestrålerør og til dyserne i raketmotorer.

-Replaceringer fører til fremstilling af projektiler og radioaktive skjolde.

-Tungsten nanotråde kan bruges i pH og gasfølsomme nanodeaktiver.

-Tungsten katalysatorer blev brugt til at håndtere svovlproduktion i olieindustrien.

-Tungstencarbid er det mest anvendte af alle dets forbindelser. Fra styrkelse af skære- og boreværktøjer eller fremstilling af stykker militære bevæbninger til bearbejdning af træ, plast og keramik.

Risici og forholdsregler

Biologisk

Da det er et relativt sjældent metal i jordskorpen, er dets negative virkninger knap. I sure jordarter kan polyungstater muligvis ikke påvirke de enzymer, der bruger molybdatanioner; men i basisk jordbund griber WO ₄ ^2- ind (positivt eller negativt) i de metaboliske processer af MoO ₄ ^2- og kobber.

Planter kan for eksempel absorbere opløselige wolframforbindelser, og når et dyr spiser dem og derefter efter at have konsumeret sit kød, kommer W-atomer ind i vores kroppe. De fleste udvises i urinen og fæces, og der vides lidt, hvad der sker med resten af ​​dem.

Dyreforsøg har vist, at når de indånder høje koncentrationer af pulveriseret wolfram, udvikler de symptomer, der ligner lungekræftens.

Ved indtagelse ville et voksent menneske have behov for at drikke tusinder af gallon vand beriget med wolframsalte for at udvise en betydelig hæmning af enzymerne cholinesterase og phosphatase.

Fysisk

Generelt er wolfram et lavt giftigt element, og derfor er der få miljørisici for sundhedsskader.

Hvad angår metallisk wolfram, skal du undgå at indånde dets støv; og hvis prøven er solid, skal det huskes, at den er meget tæt, og at den kan forårsage fysisk skade, hvis den falder eller rammer andre overflader.

Referencer

1. Bell Terence. (Sf). Wolfram (Wolfram): Egenskaber, produktion, applikationer og legeringer. Balancen. Gendannes fra: thebalance.com
2. Wikipedia. (2019). Wolfram. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Lenntech BV (2019). Wolfram. Gendannes fra: lenntech.com
4. Jeff Desjardins. (1. maj 2017). Wolframhistorie, det stærkeste naturlige metal på jorden. Gendannes fra: visualcapitalist.com
5. Doug Stewart. (2019). Fakta om wolframelement. Gendannes fra: chemicool.com
6. Art Fisher og Pam Powell. (Sf). Wolfram. University of Nevada. Gendannes fra: unce.unr.edu
7. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (2. marts, 2019). Fakta om wolfram eller Wolfram. Gendannes fra: thoughtco.com