WOLFRAM: HISTORIE, EGENSKAPER, STRUKTUR, BRUK - KJEMI - 2026

Den wolfram , wolfram eller wolfram tungmetall er en overgang hvis kjemiske symbol W. befinner seg i den perioden 6 Gruppe 6 i det periodiske system, og atomnummer 74. Navnet har to etymologiske betydninger: hard stein og ulv skum; Det andre skyldes at dette metallet også er kjent som wolfram.

Det er et sølvgrått metall, og selv om det er sprøtt, har det stor hardhet, tetthet og høye smelte- og kokepunkter. Derfor er det blitt brukt i alle de anvendelser som involverer høye temperaturer, trykk eller mekaniske krefter, så som bor, prosjektiler eller strålingsemitterende filamenter.

Wolframstang med sin delvis oksiderte overflate. Kilde: Hi-Res Images of Chemical Elements

Den mest kjente bruken av dette metallet, på et kulturelt og populært nivå, er i trådene til elektriske pærer. Den som har håndtert dem, vil innse hvor skjøre de er; de er imidlertid ikke laget av ren wolfram, som er formbar og smidig. I tillegg gir det i metalliske matriser som legeringer utmerket motstand og hardhet.

Det kjennetegnes og kjennetegnes ved å være metallet med det høyeste smeltepunktet, og også ved å være tettere enn bly selv, overgått bare av andre metaller som osmium og iridium. På samme måte er det det tyngste metallet som er kjent for å oppfylle en biologisk rolle i kroppen.

Wolframat-anjonen, WO ₄ ^2- , deltar i de fleste av sine ioniske forbindelser , som kan polymerisere for å danne klynger i et surt medium. På den annen side kan wolfram danne intermetalliske forbindelser, eller sintres med metaller eller uorganiske salter slik at dens faste stoffer får forskjellige former eller konsistenser.

Den er ikke veldig rikelig i jordskorpen, med bare 1,5 gram av dette metallet per tonn. Videre, siden det er et tungt element, er dets opprinnelse intergalaktisk; spesielt fra supernovaeksplosjoner, som må ha kastet "jetfly" av wolframatomer mot planeten vår under dens dannelse.

Historie

etymologi

Wolfram- eller wolframhistorien har to ansikter som navnene deres: den ene sveitseren og den andre tyskeren. På 1600-tallet, i regioner som for tiden okkuperes av Tyskland og Østerrike, arbeidet gruvearbeidere for å utvinne kobber og tinn for å produsere bronse.

Da fant gruvearbeiderne seg med en torn i prosessen: det var et ekstremt vanskelig mineral å smelte; mineral bestående av wolframitt, (Fe, Mn, Mg) WO ₄ , som beholdt eller "slukt" tinnet som om det var en ulv.

Derav etymologien for dette elementet, 'ulv' for ulv på spansk, en ulv som spiste tinn; og 'ram' av skum eller krem, hvis krystaller liknet en lang svart pels. Det var slik at navnet 'wolfram' eller 'wolfram' oppstod til ære for disse første observasjonene.

I 1758, på sveitsisk side, ble et lignende mineral, scheelite, CaWO ₄ , kalt 'tungsten', som betyr 'hard stein'.

Begge navn, wolfram og wolfram, brukes mye om hverandre, avhengig av kulturen. I Spania, for eksempel, og i Vest-Europa, er dette metallet mest kjent som wolfram; mens det på det amerikanske kontinentet dominerer navnet wolfram.

Anerkjennelse og oppdagelse

Det ble kjent at det mellom det syttende og det attende århundre var to mineraler: wolframitt og scheelite. Men, hvem så at det var et metall i dem forskjellig fra de andre? De kunne bare karakteriseres som mineraler, og det var i 1779 at den irske kjemikeren Peter Woulfe nøye analyserte wolfram og avledet eksistensen av wolfram.

På sveitsisk side var igjen Carl Wilhelm Scheele i 1781 i stand til å isolere wolfram som WO ₃ ; og enda mer, fikk han wolfram (eller wolframsyre), H ₂ WO ₄ og andre forbindelser.

Dette var imidlertid ikke nok til å komme til det rene metallet, siden det var nødvendig å redusere denne syren; det vil si å utsette den for en prosess slik at den løsner seg fra oksygen og krystalliseres som metall. Carl Wilhelm Scheele hadde ikke passende ovner eller metodikk for denne kjemiske reduksjonsreaksjonen.

Det er her de spanske brødrene d'Elhuyar, Fausto og Juan José, kom til aksjon, som reduserte begge mineraler (wolframitt og scheelite) med kull, i byen Bergara. De to tildeles fortjenesten og æren av å være oppdagere av metallisk wolfram (W).

Stål og pærer

Enhver lyspære med en volframfilament. Kilde: Pxhere.

Som andre metaller, definerer bruksområdets historie. Blant de mest fremtredende på slutten av 1800-tallet var stål-wolframlegeringer og volframfilamentene for å erstatte karbonene i de elektriske lyspærene. Det kan sies at de første lyspærene, slik vi kjenner dem, ble markedsført i 1903-1904.

Egenskaper

Fysisk utseende

Det er et glansfullt sølvgrått metall. Skjør, men veldig hard (for ikke å forveksle med seighet). Hvis stykket har høy renhet, blir det formbart og hardt, så mye eller mer som flere stål.

Atomnummer

74.

Molmasse

183,85 g / mol.

Smeltepunkt

3422 ° C.

Kokepunkt

5930 ° C.

tetthet

19,3 g / ml.

Fusjonsvarme

52,31 kJ / mol.

Fordampingsvarme

774 kJ / mol.

Molar varmekapasitet

24,27 kJ / mol.

Mohs hardhet

7.5.

elektro

2,36 på Pauling-skalaen.

Atomradio

139 kl

Elektrisk resistivitet

52,8 nΩ · m ved 20 ° C.

isotoper

Det forekommer overveiende i naturen som fem isotoper: ¹⁸² W, ¹⁸³ W, ¹⁸⁴ W, ¹⁸⁶ W og ¹⁸⁰ W. I henhold til molmassen på 183 g / mol, som er gjennomsnittlig atommassene til disse isotoper (og de andre tretti radioisotoper) har hvert wolfram- eller wolframatom omtrent hundre og ti nøytroner (74 + 110 = 184).

Kjemi

Det er et metall som er svært motstandsdyktig mot korrosjon, da det tynne laget av WO ₃ beskytter det mot angrep av oksygen, syre og alkalier. Når de er oppløst og utfelt med andre reagenser, oppnås salter, som kalles wolframater eller wolframater; i dem har wolfram vanligvis en oksidasjonstilstand på +6 (forutsatt at det er W ⁶⁺ kationer ).

Syreklynging

Decatungstate, et eksempel på wolfram polyoxometalates. Kilde: Scifanz

Kjemisk wolfram er ganske unikt fordi ionene har en tendens til å gruppere seg for å danne heteropolysyrer eller polyoksometalater. Hva er de? De er grupper eller klynger av atomer som kommer sammen for å definere et tredimensjonalt legeme; Hovedsakelig en med en sfærisk burlignende struktur, der de "omslutter" et annet atom.

Det hele starter fra wolframat-anjonen, WO ₄ ^2- , som i et surt medium raskt protonerer (HWO ₄ ^- ) og binder seg med et nærliggende anion for å danne ^2- ; og dette blir igjen sammen med ytterligere ^{2- for} å opprette ^4- . Så videre til det er flere politungstats i løsning.

Paratungstater henholdsvis A og B, ^6- og H ₂ W ₁₂ O ₄₂ ^10- er en av de mest fremtredende av disse polyanionene.

Det kan være utfordrende å komme med Lewis-skissen og -strukturene dine; men i prinsippet er det nok å visualisere dem som sett med WO ₆ octahedra (øvre bilde).

Legg merke til at disse gråaktige oktaedrene ender opp med å definere dekatungstaten, en politungstat; Hvis et heteroatom (for eksempel fosfor) inneholdt i det, ville det da være et polyoksometalat.

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Krystallinske faser

Wolframatomer definerer en krystall med en kroppssentrert kubisk (bcc) struktur. Denne krystallinske formen er kjent som a-fasen; mens β-fasen også er kubisk, men litt mer tett. Både faser eller krystallinske former, α og β, kan eksistere samtidig i likevekt under normale forhold.

De krystallinske kornene i a-fasen er isometriske, mens de i p-fasen ligner kolonner. Uansett hvordan krystallen er, styres den av metalliske bindinger som holder W-atomer tett sammen. Ellers kunne ikke de høye smelte- og kokepunktene, eller den høye hardheten og tettheten av wolfram, forklares.

Metallisk binding

Wolframatomer må på noen måte være tett bundet. For å lage en formodning, må elektronkonfigurasjonen til dette metallet først overholdes:

4f ¹⁴ 5d ⁴ 6s ²

5d-bane er veldig store og uklare, noe som betyr at mellom to nærliggende W-atomer er det effektive overlapp i omløp. Også 6-tallets orbitaler bidrar til de resulterende båndene, men i mindre grad. Mens 4f-orbitalene er "dypt i bakgrunnen", og derfor er deres bidrag til den metalliske bindingen mindre.

Dette, atomenes størrelse og de krystallinske kornene, er variablene som bestemmer hardheten til wolfram og dens densitet.

Oksidasjonstilstander

I metallisk wolfram eller wolfram har W-atomene null oksidasjonstilstand (W ⁰ ). Når vi vender tilbake til den elektroniske konfigurasjonen, kan 5d og 6s orbitaler "tømmes" for elektroner avhengig av om W er i selskap med sterkt elektronegative atomer, for eksempel oksygen eller fluor.

Når de to 6s-elektronene går tapt, har wolfram en oksidasjonstilstand +2 (W ²⁺ ), noe som får atomet til å trekke seg sammen.

Hvis den også mister alle elektronene i sine 5d-bane, vil oksidasjonstilstanden bli +6 (W ⁶⁺ ); Herfra kan det ikke bli mer positivt (i teorien), siden 4f-orbitalene, når de er interne, vil kreve store energier for å fjerne elektronene sine. Med andre ord, den mest positive oksidasjonstilstanden er +6, hvor volframen er enda mindre.

Denne wolframen (VI) er veldig stabil under sure forhold eller i mange oksygenerte eller halogenerte forbindelser. Andre mulige og positive oksidasjonstilstander er: +1, +2, +3, +4, +5 og +6.

Tungsten kan også få elektroner hvis den kombineres med atomer som er mindre elektronegative enn seg selv. I dette tilfellet blir atomene større. Den kan maksimalt få fire elektroner; det vil si ha en oksidasjonstilstand på -4 (W ^4- ).

Å skaffe

Det ble nevnt tidligere at wolfram finnes i mineralene wolframitt og scheelitt. Avhengig av fremgangsmåten blir to forbindelsene oppnås fra dem, wolframoksyd, WO ₃ , eller ammonium parawolframat, (NH ₄ ) ₁₀ (H ₂ W ₁₂ O ₄₂ ) · 4H _to O (eller ATP). Hver av dem kan reduseres til metallisk W med karbon over 1050 ° C.

Det er ikke økonomisk lønnsomt å produsere wolfram-ingots, da de vil trenge mye varme (og penger) for å smelte dem. Det er derfor det er foretrukket å produsere det i pulverform for å behandle det på en gang med andre metaller for å få legeringer.

Det er verdt å nevne at Kina er landet med den største volframproduksjonen over hele verden. Og på det amerikanske kontinentet okkuperer også Canada, Bolivia og Brasil listen over de største produsentene av dette metallet.

applikasjoner

En ring laget av wolframkarbid - et eksempel på hvordan hardheten til dette metallet kan brukes til å forevige og herde materialer. Kilde: SolitaryAngel (SolitaryAngel)

Her er noen av de kjente bruksområdene for dette metallet:

-Dette salter ble brukt til å fargelegge bomull fra gamle teatre-antrekk.

-Kombinert med stål, hardner det enda mer, og kan også motstå mekaniske kutt i høye hastigheter.

-Sinterrede wolframfilamenter har blitt brukt i over hundre år i elektriske pærer og halogenlamper. På grunn av det høye smeltepunktet har det også tjent som et materiale for katodestrålerør og for dysene til rakettmotorer.

-Reparasjoner fører til fremstilling av prosjektiler og radioaktive skjold.

-Tungsten nanotråder kan brukes i pH og gassfølsomme nanodeler.

-Tungsten katalysatorer ble brukt til å håndtere svovelproduksjon i oljeindustrien.

-Tungstenkarbid er det mest brukte av alle dets forbindelser. Fra styrking av skjære- og boreverktøy, eller produksjon av deler av militære bevæpninger, til maskinering av tre, plast og keramikk.

Risiko og forholdsregler

biologisk

Å være et relativt sjeldent metall i jordskorpen, og dets negative effekter er knappe. I sure jordarter kan det hende at polyungstater ikke påvirker enzymene som bruker molybdatanioner; men i basiske jordarter griper WO ₄ ^2- inn (positivt eller negativt) i de metabolske prosessene til MoO ₄ ^2- og kobber.

Planter kan for eksempel absorbere oppløselige wolframforbindelser, og når et dyr spiser dem og deretter etter å ha konsumert sitt kjøtt, kommer W-atomer inn i kroppene våre. De fleste blir utvist i urinen og avføringen, og lite er kjent hva som skjer med resten av dem.

Dyrestudier har vist at når de inhalerer høye konsentrasjoner av volverstoff, utvikler de symptomer som ligner lungekreft.

Ved inntak ville et voksent menneske ha behov for å drikke tusenvis av liter vann beriket med wolframsalter for å vise betydelig hemming av enzymene kolinesterase og fosfatase.

Fysisk

Generelt sett er volfram et lite giftig element, og det er derfor få miljørisikoer for helseskader.

Angående metallisk wolfram, unngå å puste støv. og hvis prøven er solid, må det huskes at den er veldig tett, og at den kan forårsake fysisk skade hvis den blir droppet eller treffer andre overflater.

referanser

1. Bell Terence. (SF). Tungsten (Wolfram): Egenskaper, produksjon, applikasjoner og legeringer. Balansen. Gjenopprettet fra: thebalance.com
2. Wikipedia. (2019). Wolfram. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Lenntech BV (2019). Wolfram. Gjenopprettet fra: lenntech.com
4. Jeff Desjardins. (1. mai 2017). Tungsten's History, det sterkeste naturlige metallet på jorden. Gjenopprettet fra: visualcapitalist.com
5. Doug Stewart. (2019). Fakta om tungsten. Gjenopprettet fra: chemicool.com
6. Art Fisher og Pam Powell. (SF). Wolfram. University of Nevada. Gjenopprettet fra: unce.unr.edu
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (02. mars 2019). Fakta om wolfram eller Wolfram. Gjenopprettet fra: thoughtco.com