Mis värvi magneesium põleb? Magneesiumi füüsikalised omadused

Magneesiumiühendid on inimestele teada olnud väga pikka aega. Magnesiit (kreeka keeles Magnhsia oliqV) oli pehme valge, puutetundliku seebiga mineraal (seebikivi või talk), mida leidub Tessaalia Magneesia piirkonnas. Selle mineraali kaltsineerimisel saadi valge pulber, mis sai nimeks valge magneesium.

1695. aastal sai N. Gro Epsomi allika (Inglismaa) mineraalvett aurustades soola, millel oli mõru maitse ja lahtistav toime (MgSO 4 7H 2 O). Mõni aasta hiljem selgus, et sooda või kaaliumkloriidiga suheldes moodustab see sool valge lahtise pulbri, samasuguse, mis tekib magnesiidi kaltsineerimisel.

1808. aastal sai inglise keemik ja füüsik Humphry Davy kergelt niisutatud valge magneesiumi elektrolüüsil katoodina elavhõbeoksiidiga uue metalli amalgaami, mis oli võimeline moodustama valget magneesiumi. Nad nimetasid seda magneesiumiks. Davy sai saastunud metalli ja puhta magneesiumi eraldas alles 1829. aastal prantsuse keemik Bussy Antoine (1794–1882).

Magneesiumi levik looduses ja selle tööstuslik kaevandamine.

Magneesium esineb kristallis kivid kirves lahustumatute karbonaatide või sulfaatide kujul ja ka (vähem kättesaadaval kujul) silikaatide kujul. Selle kogusisalduse hindamine sõltub oluliselt kasutatavast geokeemilisest mudelist, eelkõige vulkaaniliste ja settekivimite massisuhetest. Nüüd kasutatakse väärtusi 2–13,3%. Võib-olla on kõige vastuvõetavam väärtus 2,76%, mis asetab magneesiumi arvukuse poolest kaltsiumi (4,66%) järel kuuendale kohale, naatriumi (2,27%) ja kaaliumi (1,84%) ees.

Suured maa-alad, nagu Dolomiidid Itaalias, koosnevad valdavalt mineraalsest dolomiidist MgCa(CO 3 ) 2 . Seal leidub ka settemineraale magnesiit MgCO 3, epsomiit MgSO 4 7H 2 O, karnalliit K 2 MgCl 4 6H 2 O, langbeiniit K 2 Mg 2 (SO 4) 3.

Dolomiidimaardlaid on paljudes teistes piirkondades, sealhulgas Moskvas ja Leningradi oblastid. Rikkalikke magnesiidimaardlaid leidub Kesk-Uuralites ja Orenburgi piirkonnas. Suurimat karnalliidi leiukohta arendatakse Solikamski piirkonnas. Magneesiumsilikaate esindavad basaltmineraal oliviin (Mg,Fe) 2 (SiO 4), voolukivi (talk) Mg 3 Si 4 O 10 (OH) 2, asbest (krüsotiil) Mg 3 Si 2 O 5 (OH) 4 ja vilgukivi. Spinell MgAl 2 O 4 kuulub vääriskivide hulka.

Suur kogus magneesiumi leidub merede ja ookeanide vetes ning looduslikes soolvees ( cm. HÜDROSFÄÄRI KEEMIA). Mõnes riigis on need magneesiumi tootmise tooraineks. Metallelementide hulgas on see merevees naatriumi järel teisel kohal. Iga kuupmeeter merevett sisaldab umbes 4 kg magneesiumi. Magneesium sisaldub ka mage vesi, mis põhjustab koos kaltsiumiga selle jäikust.

Magneesiumi leidub alati taimedes, kuna see on osa klorofüllidest.

Lihtaine iseloomustus ja metallilise magneesiumi tööstuslik tootmine.

Magneesium on hõbevalge läikiv metall, suhteliselt pehme, plastiline ja tempermalmist. Selle tugevus ja kõvadus on valatud proovide puhul minimaalsed, pressitud proovide puhul suuremad.

AT normaalsetes tingimustes magneesium on oksüdatsioonikindel tugeva oksiidkile moodustumise tõttu. Kuid see reageerib aktiivselt enamiku mittemetallidega, eriti kuumutamisel. Magneesium süttib halogeenide juuresolekul (niiskuse juuresolekul), moodustades vastavad halogeniidid ja põleb õhus pimestavalt ereda leegiga, muutudes MgO oksiidiks ja Mg 3 N 2 nitriidiks:

2Mg (c) + O2 (g) \u003d 2MgO (c); DG° = –1128 kJ/mol

3Mg (c) + N2 (t) \u003d Mg3N2 (c); DG° = -401 kJ/mol

Vaatamata madalale sulamistemperatuurile (650 ° C) on magneesiumi õhus võimatu sulatada.

Vesiniku toimel rõhul 200 atm temperatuuril 150 ° C moodustab magneesium hüdriidi MgH 2 . FROM külm vesi magneesium ei reageeri, vaid tõrjub keevast veest välja vesiniku ja moodustab hüdroksiidi Mg (OH) 2:

Mg + 2H 2O \u003d Mg (OH) 2 + H2

Reaktsiooni lõpus vastab moodustunud magneesiumhüdroksiidi küllastunud lahuse pH väärtus (10,3) tasakaalule:

Viimasel juhul tuleb moodustunud süsinikmonooksiidi ja magneesiumiauru segu pöördreaktsiooni vältimiseks kiiresti jahutada inertgaasiga.

Maailma magneesiumitoodang läheneb 400 tuhandele tonnile aastas. Peamised tootjad on USA (43%), SRÜ riigid (26%) ja Norra (17%). AT viimased aastad magneesiumi eksport Hiinasse järsult suureneb. Venemaal on üks suuremaid magneesiumitootjaid Berezniki linnas (Permi piirkond) asuv titaan-magneesiumitehas ja Solikamski magneesiumitehas. Magneesiumi tootmist arendatakse ka Asbesti linnas.

Magneesium on kergeim tööstuslikus mastaabis kasutatav ehitusmaterjal. Selle tihedus (1,7 g cm–3) on alla kahe kolmandiku alumiiniumi tihedusest. Magneesiumisulamid kaaluvad neli korda vähem kui teras. Lisaks on magneesium hästi töödeldav ning seda saab valada ja ümber töödelda mis tahes standardse metallitöötlemismeetodiga (valtsimine, stantsimine, tõmbamine, sepistamine, keevitamine, jootmine, neetimine). Seetõttu on selle peamiseks kasutusvaldkonnaks kerge struktuurne metall.

Magneesiumisulamid sisaldavad tavaliselt üle 90% magneesiumi, samuti 2–9% alumiiniumi, 1–3% tsinki ja 0,2–1% mangaani. Tugevuse säilivus kõrgel temperatuuril (kuni 450°C) paraneb märgatavalt, kui legeerida haruldaste muldmetallide (nt praseodüüm ja neodüüm) või tooriumiga. Neid sulameid saab kasutada nii automootorite korpuste kui ka lennukite kere ja teliku jaoks. Magneesiumi kasutatakse mitte ainult lennunduses, vaid ka redelite, dokkide käiguteede, laadimisplatvormide, konveierite ja liftide valmistamisel, samuti foto- ja optikaseadmete tootmisel.

Tööstuslikule alumiiniumile lisatakse kuni 5% magneesiumit, et parandada mehaanilisi omadusi, keevitatavust ja korrosioonikindlust. Magneesiumi kasutatakse ka teiste metallide katoodkaitseks korrosiooni eest, hapniku püüdjana ja redutseerijana berülliumi, titaani, tsirkooniumi, hafniumi ja uraani tootmisel. Magneesiumipulbri ja oksüdeerivate ainetega segusid kasutatakse pürotehnikas valgustus- ja süütekompositsioonide valmistamiseks.

magneesiumiühendid.

Magneesiumi valdav oksüdatsiooniaste (+2) tuleneb selle elektroonilisest konfiguratsioonist, ionisatsioonienergiast ja aatomi suurusest. Oksüdatsiooniaste (+3) on võimatu, kuna magneesiumi kolmas ionisatsioonienergia on 7733 kJ mol -1. See energia on palju suurem, kui seda saab kompenseerida täiendavate sidemete moodustumisega, isegi kui need on valdavalt kovalentsed. Magneesiumiühendite ebastabiilsuse põhjused oksüdatsiooniastmes (+1) on vähem ilmsed. Selliste ühendite moodustumise entalpia hindamine näitab, et need peavad olema koostiselementide suhtes stabiilsed. Magneesiumi(I)ühendite ebastabiilsuse põhjuseks on magneesiumi(II)ühendite moodustumise palju suurem entalpia, mis peaks viima kiire ja täieliku disproportsioonini:

Mg (c) + Cl2 (g) = MgCl2 (c);

D H° arr \u003d -642 kJ / (mol MgCl 2)

2Mg(c) + Cl2(g) = 2MgCl(c);

D H° arr = –250 kJ/(2 mol MgCl)

2MgCl (c) \u003d Mg (c) + MgCl2 (c);

D H° disprop = -392 kJ/(2 mol MgCl)

Kui leitakse sünteesitee, mis muudab disproportsiooni raskeks, võib selliseid ühendeid saada. On mõningaid tõendeid magneesium(I) osakeste moodustumise kohta magneesiumelektroodidel elektrolüüsi käigus. Niisiis vabaneb NaCl elektrolüüsil magneesiumianoodil vesinik ja anoodi poolt kaotatud magneesiumi kogus vastab laengule +1,3. Samamoodi vastab Na 2 SO 4 vesilahuse elektrolüüsil vabanenud vesiniku hulk vee oksüdatsioonile magneesiumiioonide poolt, mille laeng vastab +1,4.

Enamik magneesiumisooli lahustuvad vees hästi. Lahustumisprotsessiga kaasneb kerge hüdrolüüs. Saadud lahustel on kergelt happeline keskkond:

2+ + H2O+ + H3O+

Magneesiumiühendid koos paljude mittemetallidega, sealhulgas süsinik, lämmastik, fosfor ja väävel, hüdrolüüsitakse vee toimel pöördumatult.

Magneesiumhüdriid koostis MgH2 on vesinikuaatomitega sildühendatud polümeer. Magneesiumi koordinatsiooniarv selles on 4. Selline struktuur toob kaasa ühendi termilise stabiilsuse järsu languse. Magneesiumhüdriid oksüdeerub kergesti õhuhapniku ja vee toimel. Nende reaktsioonidega kaasneb suur energia vabanemine.

magneesiumnitriid Mg3N2. Moodustab kollakad kristallid. Magneesiumnitriidi hüdrolüüsil tekib ammoniaakhüdraat:

Mg 3 N 2 + 8H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3 H 2 O

Kui magneesiumnitriidi hüdrolüüs viiakse läbi leeliselises keskkonnas, ei moodustu ammoniaakhüdraati, vaid eraldub gaasiline ammoniaak. Hüdrolüüs sisse happeline keskkond põhjustab magneesiumi ja ammooniumi katioonide moodustumist:

Mg3N2 + 8H3O+ = 3Mg2+ + 2NH4 + + 8H2O

magneesiumoksiid MgO nimetatakse põletatud magneesiumiks. Seda saadakse magnesiidi, dolomiidi, aluselise magneesiumkarbonaadi, magneesiumhüdroksiidi röstimisel, samuti biskofiidi MgCl 2 ·6H 2 O kaltsineerimisel veeauru atmosfääris.

Magneesiumoksiidi reaktsioonivõime sõltub selle tootmistemperatuurist. Temperatuuril 500–700 °C valmistatud magneesiumoksiidi nimetatakse kergeks magneesiaks. See reageerib kergesti lahjendatud hapete ja veega, moodustades vastavaid sooli ehk magneesiumhüdroksiidi ning neelab õhust süsinikdioksiidi ja niiskust. 1200-1600°C juures saadud magneesiumoksiidi nimetatakse raskeks magneesiumoksiidiks. Seda iseloomustab happekindlus ja veekindlus.

Magneesiumoksiidi kasutatakse laialdaselt kuumakindla materjalina. Seda iseloomustab nii kõrge soojusjuhtivus kui ka head elektriisolatsiooniomadused. Seetõttu kasutatakse seda ühendit lokaalse kütte radiaatorite isolatsioonis.

Magneesiatsemendi valmistamiseks kasutatakse heledamaid magneesiumisorte ja ehitusmaterjalid sellel põhinev, samuti kummitööstuses vulkaniseeriv aine.

magneesiumhüdroksiid Mg(OH)2 moodustab värvituid kristalle. Selle ühendi lahustuvus on madal (2 10 -4 mol/l temperatuuril 20 °C). Ammooniumsoolade toimel saab selle muuta lahuseks:

Mg(OH)2 + 2NH4Cl \u003d MgCl2 + 2NH3H2O

Magneesiumhüdroksiid on termiliselt ebastabiilne ja laguneb kuumutamisel:

Mg(OH)2 \u003d MgO + H2O

Tööstuslikus mastaabis toodetakse magneesiumhüdroksiidi mereveest ja looduslikust soolveest lubja sadestamisel.

Magneesiumhüdroksiid on mahe alus, mida vesilahusena (magneesiumpiim) kasutatakse laialdaselt maomahla happesuse vähendamiseks. Samal ajal neutraliseerib Mg(OH) 2 pehmusest hoolimata happeid 1,37 korda rohkem kui naatriumhüdroksiid NaOH ja 2,85 korda rohkem kui naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3 .

Seda kasutatakse ka magneesiumoksiidi saamiseks, suhkru rafineerimiseks, vee puhastamiseks katlamajades, hambapastade komponendina.

magneesiumkarbonaat MgCO 3 moodustab värvituid kristalle. Looduses esineb seda veevabas vormis (magnesiit). Lisaks on teada magneesiumkarbonaadi penta-, tri- ja monohüdraadid.

Magneesiumkarbonaadi lahustuvus süsinikdioksiidi puudumisel on umbes 0,5 mg/l. Süsinikdioksiidi ja vee liia juuresolekul muutub magneesiumkarbonaat lahustuvaks vesinikkarbonaadiks ja keetmisel toimub vastupidine protsess. Karbonaat ja vesinikkarbonaat interakteeruvad hapetega, vabastades süsinikdioksiidi ja moodustades vastavaid sooli. Kuumutamisel laguneb magneesiumkarbonaat sulamata:

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Seda protsessi kasutatakse magneesiumoksiidi tootmiseks. Lisaks on looduslik magneesiumkarbonaat lähteaine metallilise magneesiumi ja selle ühendite tootmiseks. Seda kasutatakse ka väetisena ja mulla happesuse vähendamiseks.

Magneesiumkarbonaadi lahtine pulber valatakse vedela hapniku hoidla topeltseinte vahele. See soojusisolatsioon on odav ja usaldusväärne.

Magneesiumsulfaat MgS04 on tuntud nii veevabas olekus kui ka erinevate hüdraatidena. Looduses leidub kieseriiti MgSO 4 H 2 O, epsomiiti MgSO 4 7H 2 O ja MgSO 4 6H 2 O heksahüdraati.

Meditsiinis kasutatakse magneesiumsulfaatheptahüdraati MgSO 4 7H 2 O, üldtuntud kui Epsomi sool või mõrusool. Sellel ühendil on lahtistav toime. Intramuskulaarsete või intravenoossete infusioonide korral leevendab magneesiumsulfaat kramplikku seisundit, vähendab vasospasmi.

Magneesiumsulfaati kasutatakse tekstiili- ja paberitööstus peitsainena värvimisel ning puuvilla ja siidi kaaluainena ning paberi täiteainena. See toimib magneesiumoksiidi tootmise toorainena.

magneesiumnitraat Mg(NO 3) 2 on värvitud hügroskoopsed kristallid. Lahustuvus vees temperatuuril 20 ° C on 73,3 g 100 g kohta Heksahüdraat kristalliseerub vesilahustest. Üle 90°C dehüdreerub see monohüdraadiks. Seejärel toimub vee lõhenemine koos osalise hüdrolüüsiga ja lagunemisega magneesiumoksiidiks. Seda protsessi kasutatakse kõrge puhtusastmega magneesiumoksiidi sünteesil. Magneesiumnitraadist saadakse teiste metallide nitraate, aga ka erinevaid magneesiumiühendeid. Lisaks on magneesiumnitraat osa kompleksväetistest ja pürotehnilistest segudest.

Magneesiumperkloraat Mg(ClO 4) 2 moodustab väga hügroskoopseid värvituid kristalle. See lahustub hästi vees (99,6 g 100 g kohta) ja orgaanilistes lahustites. Heksahüdraat kristalliseerub vesilahustest. Magneesiumperkloraadi kontsentreeritud lahused orgaanilistes lahustites ja selle redutseeriva aine molekulidega solvaadid on plahvatusohtlikud.

Osaliselt hüdreeritud magneesiumperkloraati, mis sisaldab 2–2,5 veemolekuli, toodetakse kaubandusliku nimetuse "anhüdroon" all. Veevaba magneesiumperkloraadi saamiseks kuivatatakse seda vaakumis temperatuuril 200–300° C. Kasutatakse gaasikuivatina. See imab mitte ainult veeauru, vaid ka ammoniaaki, alkoholide, atsetooni ja muid polaarseid aineid.

Magneesiumperkloraati kasutatakse Friedel-Craftsi atsüülimiskatalüsaatorina ja oksüdeeriva ainena mikroanalüüsis.

magneesiumfluoriid MgF 2 lahustub vees vähe (0,013 g 100 g kohta temperatuuril 25 °C). Looduses esineb see mineraalseliidina. Magneesiumfluoriid saadakse magneesiumsulfaadi või -oksiidi reageerimisel vesinikfluoriidhappega või magneesiumkloriidi ja kaalium- või ammooniumfluoriidiga.

Magneesiumfluoriid on räbustide, klaaside, keraamika, emailide, katalüsaatorite, segude koostisosa kunstliku vilgukivi ja asbesti tootmiseks. Lisaks on see optiline ja lasermaterjal.

magneesiumkloriid MgCl 2 on üks tööstuslikult tähtsamaid magneesiumisooli. Selle lahustuvus on 54,5 g 100 g vee kohta temperatuuril 20 ° C. Magneesiumkloriidi kontsentreeritud vesilahused lahustavad magneesiumoksiidi. Saadud lahustest kristalliseerub MgCl 2 ·mMg(OH) 2 · nH 2 O. Need ühendid on osa magneesiatsemendist.

Magneesiumkloriid moodustab 1, 2, 4, 6, 8 ja 12 veemolekuliga kristalseid hüdraate. Temperatuuri tõustes kristallisatsioonivee molekulide arv väheneb.

Looduses leidub magneesiumkloriidi mineraalide biskofiit MgCl 2 6H 2 O, kloormagnesiit MgCl 2 ja karnalliit kujul. Seda leidub merevees, soolajärvede soolvees ja mõnes maa-aluses soolvees.

Veevaba magneesiumkloriidi kasutatakse metallilise magneesiumi ja magneesiumoksiidi tootmisel, heksahüdraati - magneesiumoksiidtsementide tootmiseks. Magneesiumkloriidi vesilahust kasutatakse külmutusagensina ja antifriisina. See toimib lennuväljade, raudteerööbaste ja pöörmete jäätumisvastase vahendina, samuti söe ja maakide külmumise vastu. Puit on tulekindlaks immutatud magneesiumkloriidi lahusega.

magneesiumbromiid MgBr 2 lahustub vees hästi (101,5 g 100 g kohta 20 ° C juures). Vesilahustest kristalliseerub see temperatuuril -42,7 kuni 0,83 ° C dekahüdraadi kujul, kõrgemal temperatuuril - heksahüdraadi kujul. See moodustab arvukalt kristallsolvaate, nagu MgB 2 6ROH (R = Me, Et, Pr), MgBr 2 6Me 2 CO, MgBr 2 3Et 2 O, samuti amiinid MgBr 2 . n NH 3 ( n = 2–6).

Magneesiumi komplekssed ühendid. Vesilahustes esineb magneesiumiioon 2+ veekompleksina. Mittevesilahuses, näiteks vedelas ammoniaagis, moodustab magneesiumioon komplekse lahusti molekulidega. Magneesiumisoolade solvaadid kristalliseeruvad tavaliselt sellistest lahustest. Tuntud on mitmeid MX 4 2– tüüpi halogeniidide komplekse, kus X on halogeniidi anioon.

Magneesiumi kompleksühendite hulgas on eriti olulised klorofüllid, mis on magneesiumi modifitseeritud porfüriini kompleksid. Need on roheliste taimede fotosünteesi jaoks üliolulised.

Magneesiumiühendid. Magneesiumi jaoks on saadud palju ühendeid, mis sisaldavad metall-süsinik sidemeid. Eriti palju uuringuid on pühendatud Grignardi reaktiividele RMgX (X = Cl, Br, I).

Grignardi reaktiivid on kõige olulisemad magneesiumi metallorgaanilised ühendid ja tõenäoliselt kõige enam kasutatavad metallorgaanilised reaktiivid. See on tingitud nende valmistamise lihtsusest ja sünteetilisest mitmekülgsusest. On kindlaks tehtud, et lahuses võivad need ühendid sisaldada mitmesuguseid keemilisi osakesi, mis on liikuvas tasakaalus.

Grignardi reaktiivid valmistatakse tavaliselt orgaanilise halogeniidi aeglasel lisamisel magneesiumijääkide suspensioonile sobivas lahustis, intensiivselt segades ilma õhu ja niiskuse puudumisel. Reaktsioon algab tavaliselt aeglaselt. Selle võib käivitada väike joodikristall, mis hävitab metallpinnal oleva kaitsekihi.

Grignardi reaktiive kasutatakse laialdaselt alkoholide, aldehüüdide, ketoonide, karboksüülhapete, estrite ja amiidide sünteesil ning need on ilmselt kõige olulisemad reaktiivid süsinik-süsinik sidemete, aga ka sidemete loomiseks süsinikuaatomite ja muude elementide (lämmastik, hapnik, väävel jne). .d.).

Ühendid R 2 Mg lagunevad tavaliselt kuumutamisel. Kristallilises olekus on neil sillatud alküülrühmadega lineaarsete polümeeride struktuur. MgMe 2 ühend on mittelenduv polümeer, stabiilne kuni ~250°C, süsivesinikes lahustumatu ja eetris vaid vähesel määral lahustuv. MgEt 2 ühend ja kõrgemad homoloogid on väga sarnased MgMe 2 -ga, kuid lagunevad madalamal temperatuuril (175–200 °C), moodustades nende valmistamisele pöördreaktsioonis vastava alkeeni ja MgH 2. Näeb välja nagu need ja MgPh 2; see ei lahustu benseenis, lahustub eetris, moodustades monomeerse kompleksi MgPh 2 · 2Et 2 O, ja laguneb temperatuuril 280 °C, moodustades Ph 2 ja metallilise magneesiumi.

Magneesiumi bioloogiline roll.

Taimede rohelised lehed sisaldavad klorofülle, mis on fotosünteesis osalevad magneesiumi sisaldavad porfüriini kompleksid.

Magneesium osaleb tihedalt ka loomorganismide biokeemilistes protsessides. Magneesiumioonid on vajalikud fosfaatide muundamise, närviimpulsside edastamise ja süsivesikute metabolismi eest vastutavate ensüümide käivitamiseks. Nad osalevad ka lihaste kontraktsioonis, mille käivitavad kaltsiumiioonid.

Mõned aastad tagasi leidsid USA Minnesota ülikooli teadlased, et munakoored on seda tugevamad, mida rohkem magneesiumi see sisaldab.

65 kg kaaluva täiskasvanu kehas on umbes 20 g magneesiumi (peamiselt ioonidena). Suurem osa sellest on koondunud luudesse. Rakusisene vedelik sisaldab magneesiumikomplekse ATP ja ADP-ga.

Selle elemendi päevane vajadus on 0,35 g Monotoonse toitumise, roheliste juur- ja puuviljade puuduse, aga ka alkoholismi korral tekib sageli magneesiumipuudus. Eriti magneesiumirikkad on aprikoosid, virsikud ja lillkapsas. Ta on ka sees tavaline kapsas, kartulid, tomatid.

Statistika ütleb, et soojema kliimaga piirkondade elanikud kogevad veresoonte spasme harvemini kui põhjamaalased. Arvatakse, et selle põhjuseks on külmade piirkondade toitumise iseärasused. Nad söövad vähem puu- ja köögivilju, mis tähendab, et nad saavad vähem magneesiumi.

Prantsuse bioloogide uuringud on näidanud, et väsinud inimeste veri sisaldab vähem magneesiumi kui puhanud inimeste veri. Arvatakse, et magneesiumirikas dieet peaks aitama arste võitluses sellise raske haigusega nagu ületöötamine.

Jelena Savinkina

Magneesium on teise rühma, keemiliste elementide perioodilise süsteemi kolmanda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 12. Seda tähistatakse sümboliga Mg (lat. Magnesium). Lihtaine magneesium (CAS number: 7439-95-4) on kerge tempermalmist hõbevalge metall. Looduses mõõdukalt levinud. Põlemisel eraldub suur hulk valgust ja soojust.

nime päritolu

1695. aastal eraldati Inglismaal Epsomi allika mineraalveest sool, millel oli mõru maitse ja lahtistav toime. Apteegid nimetasid seda kibesoolaks, samuti inglise või Epsomi soolaks. Mineraal epsomiit on koostisega MgSO 4 7H 2 O. Elemendi ladinakeelne nimetus tuleneb nimetusest iidne linn Magneesium Väike-Aasias, mille läheduses leidub mineraalse magnesiidi maardlaid.
See eraldati esmakordselt aastal puhtal kujul Sir Humphry Davy 1808. aastal.

Kviitung

Tavaline tööstuslik meetod metallilise magneesiumi saamine on veevaba magneesiumkloriidide MgCl 2 (bischofite), naatrium NaCl ja kaalium KCl segu sulami elektrolüüs. Magneesiumkloriid läbib sulas elektrokeemilise redutseerimise:
MgCl 2 (elektrolüüs) \u003d Mg + Cl 2.

Sulametall võetakse perioodiliselt elektrolüüsivannist ja sellele lisatakse uued portsjonid magneesiumi sisaldavaid tooraineid. Kuna sel viisil saadud magneesium sisaldab suhteliselt suures koguses (umbes 0,1%) lisandeid, siis vajadusel puhastatakse "toores" magneesium täiendavalt. Sel eesmärgil kasutatakse elektrolüütilist rafineerimist, vaakumümbersulatamist spetsiaalsete lisandite abil - räbustid, mis "võtvad ära" magneesiumist lisandid või metalli destilleerimine (sublimatsioon) vaakumis. Rafineeritud magneesiumi puhtus ulatub 99,999% ja kõrgemale.
Samuti on välja töötatud teine ​​​​meetod magneesiumi saamiseks - termiline. Sel juhul kasutatakse magneesiumoksiidi redutseerimiseks kõrgel temperatuuril räni või koksi:
MgO + C = Mg + CO

Räni kasutamine võimaldab saada magneesiumi toorainest nagu CaCO 3 ·MgCO 3 dolomiit ilma magneesiumi ja kaltsiumi eelneva eraldamiseta. Dolomiidi osalusel tekivad reaktsioonid:
CaCO 3 MgCO 3 \u003d CaO + MgO + 2CO 2,
2MgO + CaO + Si = CaSiO 3 + 2Mg.

Termilise protsessi eeliseks on see, et see võimaldab saada kõrgema puhtusastmega magneesiumi. Magneesiumi saamiseks ei kasutata mitte ainult mineraalseid tooraineid, vaid ka merevett.

Füüsikalised omadused

Magneesium on kuusnurkse võrega hõbevalge metall, ruumirühm P 6 3 /mmc. Normaalsetes tingimustes on magneesiumi pind kaetud tugeva magneesiumoksiidi MgO kaitsekilega, mis hävib õhu käes kuumutamisel temperatuurini umbes 600 °C, misjärel metall põleb pimestavalt valge leegiga, moodustades magneesiumoksiidi ja nitriidi Mg. 3 N 2 . Magneesiumi tihedus temperatuuril 20 ° C on 1,737 g / cm³, metalli sulamistemperatuur on t sulamistemperatuur = 651 ° C, keemistemperatuur on t bp = 1103 ° C, soojusjuhtivus 20 ° C juures on 156 W / (m K). Kõrge puhtusastmega magneesium on plastiline, hästi pressitud, valtsitav ja mehaaniliselt töödeldav.

Keemilised omadused

Magneesiumipulbri ja kaaliumpermanganaadi KMnO 4 segu on lõhkeaine.
Kuum magneesium reageerib veega:
Mg (lagunemine) + H2O = MgO + H2;

Leelised ei mõjuta magneesiumi, see lahustub kergesti hapetes koos vesiniku vabanemisega:
Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2;

Õhus kuumutamisel põleb magneesium oksiidiks; koos lämmastikuga võib tekkida ka väike kogus nitriidi:
2Mg + O2 \u003d 2MgO;
3Mg + N2 \u003d Mg3N2

MAGNEESIUM(lat. Magneesium), Mg (loe "magneesium"), Mendelejevi perioodilise süsteemi kolmanda perioodi IIA rühma keemiline element, aatomnumber 12, aatommass 24,305. Looduslik magneesium koosneb kolmest stabiilsest nukliidist: 24 Mg (78,60% massist), 25 Mg (10,11%) ja 26 Mg (11,29%). Neutraalse aatomi elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 p 6 3s 2, mille järgi magneesium stabiilsetes ühendites on kahevalentne (oksüdatsiooniaste +2). Lihtaine magneesium on kerge, hõbevalge läikiv metall.

Füüsiline ja Keemilised omadused: metallilisel magneesiumil on kuusnurkne kristallvõre. Sulamistemperatuur 650°C, keemistemperatuur 1105°C, tihedus 1,74 g/cm 3 (magneesium on väga kerge metall, kergemad on ainult kaltsium- ja leelismetallid). Magneesiumi Mg / Mg 2+ elektroodi standardpotentsiaal on -2,37 V. Standardsete potentsiaalide seerias asub see naatriumi taga alumiiniumi ees.

Magneesiumi pind on kaetud tiheda MgO oksiidi kilega, mis normaalsetes tingimustes kaitseb metalli usaldusväärselt edasise hävimise eest. Ainult siis, kui metall on kuumutatud temperatuurini üle umbes 600°C, süttib see õhu käes. Magneesium põleb ereda valguse emissiooniga, mille spektraalne koostis on päikesele lähedane. Seetõttu pildistasid vanasti hämaras fotograafid põleva magneesiumilindi valguses. Magneesiumi põletamisel õhus moodustub magneesiumoksiidi MgO lahtine valge pulber:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO.

Samaaegselt oksiidiga moodustub ka magneesiumnitriid Mg 3 N 2:

3Mg + N2 \u003d Mg3N2.

Magneesium ei reageeri külma veega (või täpsemalt reageerib, kuid üliaeglaselt), kuid interakteerub kuuma veega ja moodustub lahtine valge magneesiumhüdroksiidi Mg (OH) 2 sade:

Mg + 2H 2O \u003d Mg (OH) 2 + H2.

Kui magneesiumiriba põlema panna ja veeklaasi alla lasta, siis metalli põlemine jätkub. Sellisel juhul süttib magneesiumi ja veega koosmõjul vabanev vesinik õhus koheselt süttima. Magneesiumi põlemine atmosfääris jätkub süsinikdioksiid:

2Mg + CO 2 \u003d 2MgO + C.

Magneesiumi põlemisvõime nii vees kui ka süsinikdioksiidi atmosfääris raskendab oluliselt tulekahjude kustutamist, milles põlevad magneesiumist või selle sulamitest valmistatud struktuurid.

Magneesiumoksiid MgO on valge rabe pulber, mis ei reageeri veega. Varem nimetati seda põletatud magneesiumiks või lihtsalt magneesiumiks. Sellel oksiidil on aluselised omadused, see reageerib erinevate hapetega, näiteks:

MgO + 2HNO 3 \u003d Mg (NO 3) 2 + H 2 O.

Sellele oksiidile vastav alus Mg (OH) 2 on keskmise tugevusega, kuid vees praktiliselt lahustumatu. Seda võib saada näiteks mis tahes magneesiumisoola lahusele leelise lisamisega:

2NaOH + MgSO 4 \u003d Mg (OH) 2 + Na 2 SO 4.

Kuna magneesiumoksiid MgO ei moodusta veega suhtlemisel leeliseid ja magneesiumialusel Mg (OH) 2 ei ole leeliselisi omadusi, ei kuulu magneesium erinevalt selle "kaaslastest" - kaltsiumist, strontsiumist ja baariumist - leelismuldmetallide hulka.

Metallist magneesium reageerib toatemperatuuril halogeenidega, näiteks broomiga:

Mg + Br 2 \u003d MgBr 2.

Kuumutamisel reageerib magneesium väävliga, andes magneesiumsulfiidi:

Kui magneesiumi ja koksi segu kaltsineeritakse inertses atmosfääris, moodustub magneesiumkarbiid koostisega Mg 2 C 3 (tuleb märkida, et magneesiumi lähim naaber rühmas - kaltsium - moodustab sarnastes tingimustes karbiidi koostis CaC 2). Magneesiumkarbiidi lagundamisel veega moodustub atsetüleeni homoloog - propüün C 3 H 4:

Mg 2 C 3 + 4 H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 + C 3 H 4.

Seetõttu võib Mg 2 C 3 nimetada magneesiumpropüleeniks.

Magneesiumi käitumisel on sarnasusi leelismetalli liitiumi käitumisega (näide perioodilisuse tabeli elementide diagonaalsest sarnasusest). Niisiis, magneesium, nagu liitium, reageerib lämmastikuga (kuumutamisel toimub magneesiumi reaktsioon lämmastikuga), mille tulemusena moodustub magneesiumnitriid:

3Mg + N2 \u003d Mg3N2.

Sarnaselt liitiumnitriidiga laguneb magneesiumnitriid vee toimel kergesti:

Mg3N2 + 6H2O \u003d 3Mg (OH)2 + 2NH3.

Magneesium sarnaneb liitiumiga ka selle poolest, et selle karbonaat MgCO 3 ja fosfaat Mg 3 (PO 4) 2 lahustuvad vees halvasti, nagu ka vastavad liitiumisoolad.

Magneesium sarnaneb kaltsiumiga selle poolest, et nende elementide lahustuvate vesinikkarbonaatide olemasolu vees määrab vee kareduse. Nagu kaltsiumvesinikkarbonaadi puhul, on magneesiumvesinikkarbonaadi Mg(HCO 3) 2 põhjustatud kõvadus ajutine. Keemisel magneesiumvesinikkarbonaat Mg (HCO 3) 2 laguneb ja selle peamine karbonaat sadestub - magneesiumhüdroksokarbonaat (MgOH) 2 CO 3:

2Mg (HCO 3) 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + 3CO 2 + H 2 O.

Endiselt on praktiline rakendus magneesiumperkloraadil Mg(ClO 4) 2, mis interakteerub tugevalt veeauru, kaevu kuivava õhu või muu selle kihti läbiva gaasiga. See moodustab tugeva kristallilise hüdraadi Mg(ClO 4) 2 · 6H 2 O. Seda ainet saab uuesti dehüdreerida, kuumutades vaakumis temperatuuril umbes 300 °C. Magneesiumperkloraadile anti kuivatusomaduste tõttu nimi "anhüdroon".

Suur tähtsus selles orgaaniline keemia sisaldavad magneesiumiorgaanilisi ühendeid, mis sisaldavad Mg-C sidet. Nende hulgas on eriti oluline roll nn Grignardi reagendil - magneesiumiühenditel üldvalemiga RMgHal, kus R on orgaaniline radikaal, ja Hal = Cl, Br või I. Need ühendid moodustuvad eetrilahustes magneesiumi ja vastava orgaanilise halogeniidi RHal vastastikmõju ning neid kasutatakse kõige erinevamate sünteeside jaoks.

Avamise ajalugu: magneesiumiühendid on inimestele teada juba pikka aega. Elemendi ladinakeelne nimetus tuleneb Väike-Aasia iidse Magneesia linna nimest, mille läheduses leidub mineraalse magnesiidi maardlaid. Metallilise magneesiumi hankis esmakordselt 1808. aastal inglise keemik G. Davy. Nagu teistelgi aktiivsed metallid- naatrium, kaalium, kaltsium, Davy kasutas metallilise magneesiumi saamiseks elektrolüüsi. Ta allutati elektrolüüsile valge magneesiumoksiidi niiske segu (selle koostis sisaldas ilmselt magneesiumoksiidi MgO ja magneesiumhüdroksiidi Mg (OH) 2) ja elavhõbeoksiidi HgO. Selle tulemusena sai Davy amalgaami - uue metalli sulami elavhõbedaga. Pärast elavhõbeda destilleerimist jäi alles uue metalli pulber, mida Davy nimetas magneesiumiks.

Magnesium Davy oli üsna määrdunud, puhta metallilise magneesiumi sai esimest korda 1828. aastal prantsuse keemik A. Bussy.

Looduses leidmine: magneesium on üks kümnest enamlevinud elemendist maapõues (8. koht). See sisaldab 2,35 massiprotsenti magneesiumi. Kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vabal kujul magneesiumi ei esine, vaid see on osa paljudest mineraalidest – silikaadid, aluminosilikaadid, karbonaadid, kloriidid, sulfaadid jne. Seega sisaldab magneesium laialt levinud silikaate oliviin (Mg, Fe) 2 ja serpentiin Mg 6 (OH) 8. Suure praktilise tähtsusega on sellised magneesiumi sisaldavad mineraalid nagu asbest, magnesiit, dolomiit MgCO 3 CaCO 3, biskofiit MgCl 2 6H 2 O, karnalliit KCl MgCl 2 6H 2 O, epsomiit MgSO 4 7H 2 O, kainiit KCl3HgSO2 , astrahaniit Na 2 SO 4 MgSO 4 4H 2 O jne Magneesiumi leidub merevees (4% Mg kuivjäägis), looduslikes soolvees ja paljudes maa-alustes vetes.

Kviitung: tavaline tööstuslik meetod metallilise magneesiumi saamiseks on veevaba magneesiumkloriidide MgCl 2, naatrium NaCl ja kaalium KCl segu sulami elektrolüüs. Selles sulatis läbib magneesiumkloriid elektrokeemilise redutseerimise:

MgCl 2 (elektrolüüs) \u003d Mg + Cl 2.

Sulametall võetakse perioodiliselt elektrolüüsivannist ja sellele lisatakse uued portsjonid magneesiumi sisaldavaid tooraineid. Kuna sel viisil saadud magneesium sisaldab suhteliselt suures koguses - umbes 0,1% lisandeid, siis vajadusel puhastatakse "toores" magneesium täiendavalt. Sel eesmärgil kasutatakse elektrolüütilist rafineerimist, vaakumümbersulatamist spetsiaalsete lisandite - räbustide abil, mis "võtvad ära" magneesiumist lisandid, või metalli destilleerimist (sublimeerimist) vaakumis. Rafineeritud magneesiumi puhtus ulatub 99,999% ja kõrgemale.

Samuti on välja töötatud teine ​​​​meetod magneesiumi saamiseks - termiline. Sel juhul kasutatakse koksi magneesiumoksiidi redutseerimiseks kõrgel temperatuuril:

MgO + C = Mg + CO

või räni. Räni kasutamine võimaldab saada magneesiumi toorainest nagu CaCO 3 ·MgCO 3 dolomiit ilma magneesiumi ja kaltsiumi eelneva eraldamiseta. Dolomiidi osalusel tekivad reaktsioonid:

CaCO 3 MgCO 3 \u003d CaO + MgO + 2CO 2,

2MgO + 2CaO + Si = Ca 2SiO 4 + 2Mg.

Termilise protsessi eeliseks on see, et see võimaldab saada kõrgema puhtusastmega magneesiumi. Magneesiumi saamiseks ei kasutata mitte ainult mineraalseid tooraineid, vaid ka merevett.

Rakendus: suurem osa kaevandatud magneesiumist kasutatakse erinevate kergete magneesiumisulamite tootmiseks. Nende sulamite koostis sisaldab lisaks magneesiumile reeglina alumiiniumi, tsinki, tsirkooniumi. Sellised sulamid on piisavalt tugevad ja neid kasutatakse lennukiehituses, instrumentide valmistamisel ja muudel eesmärkidel.

Metallilise magneesiumi kõrge keemiline aktiivsus võimaldab seda kasutada metallide, nagu titaan, tsirkoonium, vanaadium, uraan jne, magneesiumtermiliseks tootmiseks. Sel juhul reageerib magneesium näiteks tekkiva metalli oksiidi või fluoriidiga. .

Magneesiumi ajalugu

Magneesiumi metalli kujul hankis esmakordselt Humphry Davy 1808. aastal. Inglise keemik viis läbi elektrolüüsiprotsessi valge magneesiumi ja elavhõbeoksiidi märja segu vahel, mille tulemusena saadi elavhõbeda sulam tundmatu metalliga (amalgaamiga). Pärast elavhõbeda destilleerimist sai Davy uue aine - metallipulbri, mis sai nime magneesium(kalorisaator) . Kaks aastakümmet hiljem, 1828. aastal, sai prantslane A. Bussy puhta metallilise magneesiumi.

Magneesium on perioodilise süsteemi perioodi III rühma II peamise alarühma element keemilised elemendid DI. Mendelejev, omab aatomnumbrit 12 ja aatommass 24.305. Aktsepteeritud nimetus on mg(ladina keelest Magneesium).

Looduses olemine

Maakoore sisalduse järgi on magneesium 8. kohal mineraalid, see on väga levinud. Looduslikud magneesiumiallikad on merevesi, fossiilsete mineraalide lademed ja soolveed.

Magneesium on kerge ja tempermalmist metall, selle värvus on hõbevalge, selge metallilise läikega. Tavalises olekus on see kaetud magneesiumoksiidkilega, mida saab hävitada metalli kuumutamisel temperatuurini 600–650 °C. Magneesium põleb pimestavalt valge leegiga ja moodustab magneesiumoksiidi ja nitriidi.

päevane magneesiumivajadus

Päevane magneesiumivajadus sõltub vanusest, soost ja füüsiline seisund isik. Terve täiskasvanu jaoks on 400 kuni 500 mg.

Toiduained sisaldavad erinevas koguses magneesiumi, järjestame need kasuliku mikroelemendi sisalduse järgi kahanevas järjekorras:

• teravili ( ja )
• piimatooted, kala,

Magneesiumi imendumine

Imemine orgaanilised ühendid magneesium esineb peamiselt kaksteistsõrmiksooles ja käärsooles, liigse kofeiini, alkoholi tarvitamise korral kaotab organism olulise osa magneesiumist uriiniga.

Suhtlemine teistega

Magneesiumi tasakaal on organismile oluline, sest just need mineraalid vastutavad luukoe ja hammaste normaalse seisundi eest. Apteegi vitamiini-mineraalide kompleksides sisaldub kaltsiumi ja magneesiumi kogus optimaalsetes kogustes.

Magneesiumi puudus organismis võib põhjustada neeruhaigusi, seedehäireid, diureetikumide ja mõningate rasestumisvastaste vahendite võtmist, liigset sõltuvust alkoholist ja kofeiinist. Magneesiumipuuduse tunnusteks peetakse unetust, ärrituvust, peapööritust, südamekloppimist ja vererõhu hüppeid, sagedasi peavalusid, väsimust, täppide värelemist silmade ees, krampe, lihasspasme, juuste väljalangemist.

Magneesiumi ülejäägi tunnused

Üleliigse magneesiumi tunnused on:

• kõhulahtisus, iiveldus, oksendamine
• unisus, aeglane pulss
• koordinatsioonihäired, kõne
• limaskestade kuivamine (suus ja ninas).

Magneesium on oluline närvide ja lihaste tõhusaks toimimiseks ning vajalik veresuhkru energiaks muutmisel. Magneesium hoiab terved hambad, aitab ennetada ladestumist, neerukive ja sapipõie toob leevendust seedehäiretele. Inimkeha sisaldab ligikaudu 21 g magneesiumi.

Magneesium normaliseerib keha kardiovaskulaarsete ja endokriinsete süsteemide aktiivsust, ajutegevust, aitab väljutada toksiine ja raskmetalle.

Magneesiumi kasutamine elus

Magneesiumiühendeid (sulameid) kasutatakse lennukiehituses ja autotööstus magneesiumisulamite tugevuse ja kerguse tõttu. Magneesiumi kasutatakse keemilise vooluallikana meditsiinis, sõjanduses ja fotograafias.