Minkä värinen magnesium palaa? Magnesiumin fysikaaliset ominaisuudet

Magnesiumyhdisteet ovat olleet ihmisille tuttuja jo pitkään. Magnesiitti (kreikaksi Magnhsia oliqV) oli pehmeä, valkoinen, saippuamainen mineraali (vuolukivi tai talkki), jota löydettiin Magnesian alueelta Thessaliasta. Kun tämä mineraali kalsinoitiin, saatiin valkoista jauhetta, joka tuli tunnetuksi valkoisena magnesiumoksidina.

Vuonna 1695 N. Gro sai Epsom-lähteen (Englanti) kivennäisvettä haihduttaessaan suolaa, jolla oli karvas maku ja laksatiivinen vaikutus (MgSO 4 · 7H 2 O). Muutamaa vuotta myöhemmin kävi ilmi, että vuorovaikutuksessa soodan tai potaskan kanssa tämä suola muodostaa valkoisen irtonaisen jauheen, samanlaisen kuin magnesiittia kalsinoitaessa.

Vuonna 1808 englantilainen kemisti ja fyysikko Humphry Davy sai elektrolyysillä hieman kostutettua valkoista magnesiumoksidia elohopeaoksidilla katodina, ja se sai uuden metallin amalgaamin, joka pystyi muodostamaan valkoista magnesiumoksidia. Sitä kutsuttiin magnesiumiksi. Davy sai saastuneen metallin, ja ranskalainen kemisti Antoine Bussy (1794–1882) eristi puhtaan magnesiumin vasta vuonna 1829.

Magnesiumin leviäminen luonnossa ja sen teollinen louhinta.

Magnesiumia löytyy kiteisestä kiviä ah liukenemattomien karbonaattien tai sulfaattien muodossa ja myös (heikommin saatavilla olevassa muodossa) silikaattien muodossa. Sen kokonaispitoisuuden arvio riippuu merkittävästi käytetystä geokemiallisesta mallista, erityisesti vulkaanisten ja sedimenttikivien painosuhteista. Tällä hetkellä käytetään arvoja 2-13,3 %. Ehkä järkevin arvo on 2,76 %, mikä sijoittuu magnesiumin runsaudeltaan kuudenneksi kalsiumin (4,66 %) jälkeen ja ennen natriumia (2,27 %) ja kaliumia (1,84 %).

Suuret maa-alueet, kuten Dolomiitit Italiassa, koostuvat pääasiassa dolomiitista MgCa(CO 3) 2 . Mukana on myös sedimenttimineraaleja magnesiitti MgCO 3, epsomiitti MgSO 4 · 7H 2 O, karnalliitti K 2 MgCl 4 · 6H 2 O, langbeiniitti K 2 Mg 2 (SO 4) 3.

Dolomiittiesiintymiä on monilla muilla alueilla, kuten Moskovassa ja Leningradin alueet. Keski-Uralilta ja Orenburgin alueelta löydettiin runsaasti magnesiittiesiintymiä. Suurin karnalliitiesiintymä on kehitteillä Solikamskin alueella. Magnesiumsilikaatteja edustavat basalttimineraali oliviini (Mg,Fe) 2 (SiO 4), vuolukivi (talkki) Mg 3 Si 4 O 10 (OH) 2, asbesti (krysotiili) Mg 3 Si 2 O 5 (OH) 4 ja kiille. Spinelli MgAl 2 O 4 kuuluu jalokiviin.

Suuri määrä magnesiumia löytyy merien ja valtamerien vesistä sekä luonnollisista suolaveistä ( cm. HYDROSFERIN KEMIIA). Joissakin maissa ne ovat magnesiumin tuotannon raaka-aineita. Meriveden metallisten alkuaineiden pitoisuudessa se on toiseksi vain natriumin jälkeen. Yksi kuutiometri merivettä sisältää noin 4 kg magnesiumia. Magnesiumia löytyy myös raikasta vettä, joka määrittää yhdessä kalsiumin kanssa sen jäykkyyden.

Magnesiumia löytyy aina kasveista, koska se on osa klorofyllejä.

Yksinkertaisten aineiden ominaisuudet ja metallisen magnesiumin teollinen tuotanto.

Magnesium on hopeanvalkoinen kiiltävä metalli, suhteellisen pehmeä, sitkeä ja muokattava. Sen lujuus ja kovuus ovat vähäisiä valunäytteissä, korkeammat puristetuissa näytteissä.

SISÄÄN normaaleissa olosuhteissa magnesium kestää hapettumista, koska muodostuu kestävä oksidikalvo. Se kuitenkin reagoi aktiivisesti useimpien ei-metallien kanssa, erityisesti kuumennettaessa. Magnesium syttyy halogeenien läsnä ollessa (kosteuden läsnä ollessa), muodostaen vastaavia halogenideja ja palaa ilmassa sokaisevan kirkkaalla liekillä muuttuen MgO-oksidiksi ja Mg 3 N 2 -nitridiksi:

2Mg (k) + 02 (g) = 2MgO (k); DG° = -1128 kJ/mol

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

Huolimatta alhaisesta sulamispisteestä (650°C), magnesiumia on mahdotonta sulattaa ilmassa.

Kun magnesium altistetaan vedylle paineessa 200 atm 150 °C:ssa, magnesium muodostaa hydridin MgH2. KANSSA kylmä vesi magnesium ei reagoi, mutta syrjäyttää vedyn kiehuvasta vedestä ja muodostaa hydroksidia Mg(OH) 2:

Mg + 2H 2O = Mg(OH)2 + H2

Reaktion lopussa saadun kyllästetyn magnesiumhydroksidiliuoksen pH-arvo (10,3) vastaa tasapainoa:

Jälkimmäisessä tapauksessa syntynyt hiilimonoksidin ja magnesiumhöyryn seos on jäähdytettävä nopeasti inertillä kaasulla käänteisen reaktion estämiseksi.

Maailman magnesiumin tuotanto lähestyy 400 tuhatta tonnia vuodessa. Tärkeimmät tuottajat ovat USA (43 %), IVY-maat (26 %) ja Norja (17 %). SISÄÄN viime vuodet Kiina lisää voimakkaasti magnesiumin vientiään. Venäjällä yksi suurimmista magnesiumin tuottajista on titaani-magnesiumtehdas Bereznikissä (Permin alueella) ja Solikamskin magnesiumtehdas. Magnesiumia tuotetaan myös Asbestin kaupungissa.

Magnesium on kevyin teollisessa mittakaavassa käytetty rakennemateriaali. Sen tiheys (1,7 g cm–3) on alle kaksi kolmasosaa alumiinin tiheydestä. Magnesiumlejeeringit painavat neljä kertaa vähemmän kuin teräs. Lisäksi magnesium on erittäin työstettävää ja sitä voidaan valaa ja työstää millä tahansa tavanomaisilla metallintyöstömenetelmillä (valssaus, meisto, veto, taonta, hitsaus, juottaminen, niittaus). Siksi sen pääsovellus on kevyt rakennemetalli.

Magnesiumseokset sisältävät tyypillisesti yli 90 % magnesiumia sekä 2–9 % alumiinia, 1–3 % sinkkiä ja 0,2–1 % mangaania. Lujuuden säilyvyys korkeissa lämpötiloissa (jopa 450 °C) paranee huomattavasti, kun se on seostettu harvinaisten maametallien (esim. praseodyymi ja neodyymi) tai toriumin kanssa. Näitä seoksia voidaan käyttää autojen moottoreiden koteloissa sekä lentokoneiden rungoissa ja laskutelineissä. Magnesiumia ei käytetä vain lentoliikenteessä, vaan myös portaiden, telakkakäytävien, rahtitasojen, kuljettimien ja hissien valmistuksessa sekä valokuvaus- ja optisten laitteiden valmistuksessa.

Jopa 5 % magnesiumia lisätään teollisuusalumiiniin mekaanisten ominaisuuksien, hitsattavuuden ja korroosionkestävyyden parantamiseksi. Magnesiumia käytetään myös muiden metallien katodisuojaukseen korroosiota vastaan, hapenpoistoaineena ja pelkistimenä berylliumin, titaanin, zirkoniumin, hafniumin ja uraanin tuotannossa. Magnesiumjauheen ja hapettimien seoksia käytetään pyrotekniikassa valaistus- ja sytytyskoostumusten valmistukseen.

Magnesiumyhdisteet.

Magnesiumin vallitseva hapetusaste (+2) määräytyy sen elektronisen konfiguraation, ionisaatioenergian ja atomikoon perusteella. Hapetusaste (+3) on mahdoton, koska magnesiumin kolmas ionisaatioenergia on 7733 kJ mol –1. Tämä energia on paljon suurempi kuin se voidaan kompensoida muodostamalla lisäsidoksia, vaikka ne ovat pääosin kovalenttisia. Syyt magnesiumyhdisteiden epävakaudelle hapetustilassa (+1) ovat vähemmän ilmeisiä. Tällaisten yhdisteiden muodostumisentalpian arviointi osoittaa, että niiden on oltava stabiileja aineosien suhteen. Syy siihen, että magnesium(I)-yhdisteet eivät ole stabiileja, on paljon korkeampi magnesium(II)-yhdisteiden muodostumisen entalpia, minkä pitäisi johtaa nopeaan ja täydelliseen epäsuhtautumiseen:

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

D N° arr = –642 kJ/(mol MgCl 2)

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

D N° arr = –250 kJ/(2 mol MgCl)

2MgCl(k) = Mg(k) + MgCl2 (k);

D N° disprop = –392 kJ/(2 mol MgCl)

Jos voidaan löytää synteesireitti, joka tekee epäsuhtauttamisesta vaikeaa, tällaisia ​​yhdisteitä voidaan saada. On olemassa todisteita magnesium(I)-hiukkasten muodostumisesta magnesiumelektrodien elektrolyysin aikana. Siten NaCl:n elektrolyysin aikana magnesiumanodilla vapautuu vetyä ja anodin menettämä magnesiummäärä vastaa varausta +1,3. Vastaavasti Na 2SO 4 -vesiliuoksen elektrolyysin aikana vapautuvan vedyn määrä vastaa veden hapettumista magnesiumioneilla, joiden varaus vastaa +1,4.

Useimmat magnesiumsuolat ovat hyvin vesiliukoisia. Liukenemisprosessiin liittyy lievä hydrolyysi. Tuloksena olevilla liuoksilla on heikosti hapan ympäristö:

2+ + H20+ + H30+

Magnesiumyhdisteet monien epämetallien, mukaan lukien hiili, typpi, fosfori ja rikki, kanssa hydrolysoituvat palautumattomasti vedessä.

Magnesiumhydridi koostumus MgH2 on polymeeri, jossa on silloittavia vetyatomeja. Magnesiumin koordinaatioluku siinä on 4. Tämä rakenne johtaa yhdisteen lämpöstabiilisuuden jyrkkään laskuun. Magnesiumhydridi hapettuu helposti ilmakehän hapen ja veden vaikutuksesta. Näihin reaktioihin liittyy suuri energian vapautuminen.

Magnesiumnitridi Mg3N2. Muodostaa kellertäviä kiteitä. Magnesiumnitridin hydrolyysi tuottaa ammoniakkihydraattia:

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

Jos magnesiumnitridin hydrolyysi suoritetaan emäksisessä väliaineessa, ammoniakkihydraattia ei muodostu, mutta ammoniakkikaasua vapautuu. Hydrolyysi sisään hapan ympäristö johtaa magnesium- ja ammoniumkationien muodostumiseen:

Mg 3 N 2 + 8 H 3 O + = 3 Mg 2+ + 2 NH 4 + + 8 H 2 O

Magnesiumoksidi MgO:ta kutsutaan poltetuksi magnesiumoksidiksi. Sitä saadaan polttamalla magnesiittia, dolomiittia, emäksistä magnesiumkarbonaattia, magnesiumhydroksidia sekä kalsinoimalla biskofiittia MgCl 2 · 6H 2 O vesihöyryn ilmakehässä.

Magnesiumoksidin reaktiivisuus riippuu lämpötilasta, jossa se valmistetaan. 500–700 °C:ssa valmistettua magnesiumoksidia kutsutaan kevyeksi magnesiumoksidiksi. Se reagoi helposti laimennettujen happojen ja veden kanssa muodostaen vastaavia suoloja tai magnesiumhydroksidia ja imee hiilidioksidia ja kosteutta ilmasta. 1200–1600°C:ssa saatua magnesiumoksidia kutsutaan raskaaksi magnesiumoksidiksi. Sille on ominaista haponkestävyys ja vedenkestävyys.

Magnesiumoksidia käytetään laajalti lämmönkestävänä materiaalina. Sille on ominaista sekä korkea lämmönjohtavuus että hyvät sähköeristysominaisuudet. Siksi tätä yhdistettä käytetään eristävissä lämpöpattereissa paikallista lämmitystä varten.

Magnesiumoksidin valmistukseen käytetään kevyempiä magnesiumoksidilaatuja rakennusmateriaalit sen pohjalta ja myös vulkanointiaineena kumiteollisuudessa.

Magnesiumhydroksidi Mg(OH)2 muodostaa värittömiä kiteitä. Tämän yhdisteen liukoisuus on alhainen (2·10 –4 mol/l 20°C:ssa). Se voidaan muuttaa liuokseksi ammoniumsuolojen vaikutuksesta:

Mg(OH) 2 + 2NH 4 Cl = MgCl 2 + 2NH 3 H 2 O

Magnesiumhydroksidi on termisesti epästabiilia ja hajoaa kuumennettaessa:

Mg(OH)2 = MgO + H2O

Teollisessa mittakaavassa magnesiumhydroksidia tuotetaan saostamalla kalkin kanssa merivedestä ja luonnollisista suolavedistä.

Magnesiumhydroksidi on mieto emäs, jota vesiliuoksena (magnesiummaito) käytetään laajasti mahanesteen happamuuden vähentämiseen. Lisäksi pehmeydestään huolimatta Mg(OH)2 neutraloi happoja 1,37 kertaa enemmän kuin natriumhydroksidi NaOH ja 2,85 kertaa enemmän kuin natriumbikarbonaatti NaHC03.

Sitä käytetään myös magnesiumoksidin valmistukseen, sokerin jalostukseen, vedenpuhdistukseen kattilalaitoksissa sekä hammastahnojen komponenttina.

Magnesiumkarbonaatti MgCO 3 muodostaa värittömiä kiteitä. Sitä esiintyy luonnossa vedettömässä muodossa (magnesiitti). Lisäksi tunnetaan magnesiumkarbonaatin penta-, tri- ja monohydraatit.

Magnesiumkarbonaatin liukoisuus ilman hiilidioksidia on noin 0,5 mg/l. Ylimääräisen hiilidioksidin ja veden läsnä ollessa magnesiumkarbonaatti muuttuu liukoiseksi bikarbonaatiksi, ja keitettäessä tapahtuu päinvastainen prosessi. Karbonaatti ja bikarbonaatti reagoivat happojen kanssa vapauttaen hiilidioksidia ja muodostaen vastaavia suoloja. Kuumennettaessa magnesiumkarbonaatti hajoaa sulamatta:

MgCO 3 = MgO + CO 2

Tätä menetelmää käytetään magnesiumoksidin valmistukseen. Lisäksi luonnollinen magnesiumkarbonaatti on metallisen magnesiumin ja sen yhdisteiden valmistuksen lähtöaine. Sitä käytetään myös lannoitteena ja maaperän happamuuden vähentämiseen.

Irtonaista magnesiumkarbonaattijauhetta kaadetaan nestemäisen hapen varastosäiliöiden kaksoiseinien väliin. Tämä lämmöneristys on halpa ja luotettava.

Magnesium sulfaatti MgS04 tunnetaan vedettömässä tilassa sekä erilaisten hydraattien muodossa. Kieseriittiä MgSO 4 · H 2 O, epsomiittia MgSO 4 · 7H 2 O ja heksahydraattia MgSO 4 · 6H 2 O löytyy luonnosta.

Lääketieteessä käytetään mMgSO 4 · 7H 2 O, joka tunnetaan yleisesti nimellä Epsom tai katkera suola. Tällä yhdisteellä on laksatiivinen vaikutus. Lihaksensisäisillä tai suonensisäisillä infuusioilla magnesiumsulfaatti lievittää kouristuksia ja vähentää verisuonten kouristuksia.

Magnesiumsulfaattia käytetään tekstiileissä ja paperiteollisuus peittausaineena värjäykseen sekä myös puuvillan ja silkin painoaineena ja paperin täyteaineena. Se toimii raaka-aineena magnesiumoksidin tuotannossa.

Magnesiumnitraatti Mg(NO 3) 2 ovat värittömiä hygroskooppisia kiteitä. Liukoisuus veteen 20° C:ssa on 73,3 g/100 g. Heksahydraatti kiteytyy vesiliuoksista. Yli 90°C:ssa se dehydratoituu monohydraatiksi. Sitten vesi erotetaan osittaisella hydrolyysillä ja hajoamalla magnesiumoksidiksi. Tätä menetelmää käytetään erittäin puhtaan magnesiumoksidin synteesissä. Magnesiumnitraatista saadaan muiden metallien nitraatteja sekä erilaisia ​​magnesiumyhdisteitä. Lisäksi magnesiumnitraatti on osa monimutkaisia ​​lannoitteita ja pyroteknisiä seoksia.

Magnesiumperkloraatti Mg(ClO 4) 2 muodostaa erittäin hygroskooppisia värittömiä kiteitä. Se liukenee hyvin veteen (99,6 g/100 g) ja orgaanisiin liuottimiin. Heksahydraatti kiteytyy vesiliuoksista. Magnesiumperkloraatin tiivistetyt liuokset orgaanisissa liuottimissa ja sen solvaatit pelkistysainemolekyylillä ovat räjähtäviä.

Osittain hydratoitua magnesiumperkloraattia, joka sisältää 2–2,5 molekyyliä vettä, valmistetaan kaupallisella nimellä "anhydrone". Vedettömän magnesiumperkloraatin saamiseksi se kuivataan tyhjiössä 200–300 °C:ssa. Sitä käytetään kaasukuivausaineena. Se ei absorboi vain vesihöyryä, vaan myös ammoniakkia, alkoholihöyryä, asetonia ja muita polaarisia aineita.

Magnesiumperkloraattia käytetään asylointikatalyyttinä Friedel-Crafts-reaktiossa ja myös hapettavana aineena mikroanalyysissä.

Magnesiumfluoridi MgF 2 liukenee heikosti veteen (0,013 g / 100 g 25 °C:ssa). Sitä esiintyy luonnossa mineraaliseliittinä. Magnesiumfluoridia saadaan saattamalla magnesiumsulfaatti tai -oksidi reagoimaan fluorivetyhapon kanssa tai magnesiumkloridi kalium- tai ammoniumfluoridin kanssa.

Magnesiumfluoridi on osa sulatteita, laseja, keramiikkaa, emaleja, katalyyttejä, keinokiillen ja asbestin valmistukseen tarkoitettuja seoksia. Lisäksi se on optista ja lasermateriaalia.

Magnesiumkloridi MgCl 2 on yksi teollisesti tärkeimmistä magnesiumsuoloista. Sen liukoisuus on 54,5 g/100 g vettä 20 °C:ssa. Magnesiumkloridin väkevät vesiliuokset liuottavat magnesiumoksidia. Syntyneistä liuoksista kiteytyy MgCl 2 mMg(OH) 2 nH 2 O. Nämä yhdisteet ovat osa magnesiumoksidisementtejä.

Magnesiumkloridi muodostaa kiteisiä hydraatteja, joissa on 1, 2, 4, 6, 8 ja 12 vesimolekyyliä. Lämpötilan noustessa kiteytysveden molekyylien määrä vähenee.

Luonnossa magnesiumkloridia esiintyy mineraalien biskofiitti MgCl 2 · 6H 2 O, magnesiittikloridi MgCl 2 ja karnalliitin muodossa. Sitä löytyy merivedestä, suolajärvien suolavedessä ja joissakin maanalaisissa suolavedessä.

Vedetöntä magnesiumkloridia käytetään metallisen magnesiumin ja magnesiumoksidin valmistukseen ja heksahydraattia magnesiumsementtien valmistukseen. Magnesiumkloridin vesiliuosta käytetään jäähdytysnesteenä ja pakkasnesteenä. Se toimii jäänestoaineena lentokentillä, rautateillä ja vaihteilla sekä hiilen ja malmien jäätymistä vastaan. Puu on kyllästetty magnesiumkloridiliuoksella, jotta se on tulenkestävää.

Magnesiumbromidi MgBr2 liukenee hyvin veteen (101,5 g per 100 g 20 °C:ssa). Vesiliuoksista se kiteytyy -42,7 - 0,83 ° C dekahydraatin muodossa, korkeammissa lämpötiloissa - heksahydraatin muodossa. Se muodostaa lukuisia kidesolvaatteja, kuten MgB 2 6ROH (R = Me, Et, Pr), MgBr 2 6Me 2 CO, MgBr 2 3Et 2 O sekä amiineja MgBr 2 n NH 3 ( n = 2–6).

Monimutkaiset magnesiumyhdisteet. Vesiliuoksissa magnesium-ioni esiintyy vesikompleksin 2+ muodossa. Ei-vesipitoisissa liuottimissa, kuten nestemäisessä ammoniakissa, magnesiumioni muodostaa komplekseja liuotinmolekyylien kanssa. Magnesiumsuolojen solvaatit kiteytyvät tavallisesti sellaisista liuoksista. Tunnetaan useita MX 4 2– -tyyppisiä halogenidikomplekseja, joissa X on halogenidianioni.

Kompleksisista magnesiumyhdisteistä klorofyllit, jotka ovat magnesiumin modifioituja porfyriinikomplekseja, ovat erityisen tärkeitä. Ne ovat elintärkeitä vihreiden kasvien fotosynteesille.

Organomagnesiumyhdisteet. Magnesiumia varten on saatu lukuisia metalli-hiili-sidoksia sisältäviä yhdisteitä. Erityisesti paljon tutkimusta on omistettu Grignardin reagensseille RMgX (X = Cl, Br, I).

Grignard-reagenssit ovat tärkeimpiä organometallisia magnesiumyhdisteitä ja luultavasti eniten käytettyjä organometallisia reagensseja. Tämä johtuu niiden helposta valmistuksesta ja synteettisestä monipuolisuudesta. On osoitettu, että liuoksessa nämä yhdisteet voivat sisältää erilaisia ​​kemiallisia hiukkasia, jotka ovat liikkuvassa tasapainossa.

Grignard-reagenssit valmistetaan tavallisesti lisäämällä hitaasti orgaanista halogenidia magnesiumlastujen suspensioon sopivassa liuottimessa voimakkaasti sekoittaen ja täysin ilman ja kosteuden poissa ollessa. Reaktio alkaa yleensä hitaasti. Sen voi käynnistää pieni jodikide, joka tuhoaa metallipinnan suojakerroksen.

Grignard-reagensseja käytetään laajalti alkoholien, aldehydien, ketonien, karboksyylihappojen, esterien ja amidien synteesiin, ja ne ovat luultavasti tärkeimpiä reagensseja hiili-hiili-sidosten sekä hiiliatomien ja muiden alkuaineiden (typpi, happi, rikki jne.) .d.).

R2Mg-yhdisteet hajoavat yleensä kuumennettaessa. Kiteisessä tilassa niillä on lineaaristen polymeerien rakenne, joissa on silloittavia alkyyliryhmiä. MgMe 2 -yhdiste on haihtumaton polymeeri, stabiili ~250 °C:seen asti, liukenematon hiilivetyihin ja vain vähän liukeneva eetteriin. Yhdiste MgEt 2 ja korkeammat homologit ovat hyvin samankaltaisia ​​kuin MgMe 2, mutta ne hajoavat alemmissa lämpötiloissa (175–200 °C) muodostaen vastaavan alkeenin ja MgH 2:n päinvastaisessa reaktiossa niiden muodostumiselle. MgPh 2 on myös samanlainen kuin ne; se ei liukene bentseeniin, liukenee eetteriin muodostaen monomeerisen kompleksin MgPh 2 · 2Et 2 O ja hajoaa 280 °C:ssa muodostaen Ph 2:ta ja metallista magnesiumia.

Magnesiumin biologinen rooli.

Vihreät kasvin lehdet sisältävät klorofyllejä, jotka ovat magnesiumia sisältäviä porfyriinikomplekseja, jotka osallistuvat fotosynteesiin.

Magnesium osallistuu myös tiiviisti eläinten kehon biokemiallisiin prosesseihin. Magnesiumionit ovat välttämättömiä fosfaattien muuntamisesta, hermoimpulssien siirrosta ja hiilihydraattien aineenvaihdunnasta vastaavien entsyymien käynnistämiseksi. Ne osallistuvat myös lihasten supistumiseen, jonka käynnistävät kalsium-ionit.

Useita vuosia sitten yhdysvaltalaisen Minnesotan yliopiston tutkijat havaitsivat, että munankuoret ovat sitä vahvempia, mitä enemmän ne sisältävät magnesiumia.

65 kg painavan aikuisen kehossa on noin 20 g magnesiumia (pääasiassa ioneina). Suurin osa siitä on keskittynyt luihin. Solunsisäisessä nesteessä on magnesiumkomplekseja ATP:n ja ADP:n kanssa.

Tämän alkuaineen päivittäinen tarve on 0,35 g Yksitoikkoisella ruokavaliolla, vihreiden vihannesten ja hedelmien puutteella sekä alkoholismilla esiintyy usein magnesiumin puutetta. Aprikoosit, persikat ja kukkakaali. Hän on myös mukana tavallinen kaali, perunat, tomaatit.

Tilastot osoittavat, että lämpimämmän ilmaston alueiden asukkaat kokevat verisuonten kouristuksia harvemmin kuin pohjoiset. Syynä tähän uskotaan olevan kylmien alueiden ruokailutottumukset. He syövät vähemmän hedelmiä ja vihanneksia, mikä tarkoittaa, että he saavat vähemmän magnesiumia.

Ranskalaisten biologien tutkimus on osoittanut, että väsyneiden ihmisten veri sisältää vähemmän magnesiumia kuin levänneiden. Uskotaan, että runsaan magnesiumin ruokavalion pitäisi auttaa lääkäreitä torjumaan niin vakavaa sairautta kuin ylityötä.

Elena Savinkina

Magnesium on kemiallisten alkuaineiden jaksollisen taulukon toisen ryhmän pääalaryhmän alkuaine, jonka atominumero on 12. Merkitään symbolilla Mg (lat. Magnesium). Yksinkertainen aine magnesium (CAS-numero: 7439-95-4) on kevyt, muokattava hopeanvalkoinen metalli. Kohtalaisen laajalle levinnyt luonnossa. Poltettaessa vapautuu suuri määrä valoa ja lämpöä.

nimen alkuperä

Vuonna 1695 Epsom Springin kivennäisvedestä Englannissa eristettiin suolaa, jolla oli katkera maku ja laksatiivinen vaikutus. Farmaseutit kutsuivat sitä katkeraksi suolaksi sekä Epsom- tai Epsom-suolaksi. Mineraaliepsomiitin koostumus on MgSO 4 7H 2 O. Alkuaineen latinankielinen nimi tulee nimestä muinainen kaupunki Magnesia Vähä-Aasiassa, jonka läheisyydessä on mineraalimagnesiittiesiintymiä.
Tunnistettiin ensimmäisen kerran vuonna puhdas muoto Sir Humphry Davy vuonna 1808.

Kuitti

Tavallinen teollinen menetelmä metallisen magnesiumin saaminen on vedettömän magnesiumkloridin MgCl 2 (biskofiitti), natrium NaCl:n ja kalium KCl:n seoksen sulatteen elektrolyysi. Magnesiumkloridi pelkistyy sähkökemiallisesti sulassa:
MgCl 2 (elektrolyysi) = Mg + Cl 2.

Sula metalli poistetaan ajoittain elektrolyysihauteesta ja siihen lisätään uusia annoksia magnesiumia sisältäviä raaka-aineita. Koska tällä tavalla saatu magnesium sisältää suhteellisen paljon (noin 0,1 %) epäpuhtauksia, "raaka" magnesium puhdistetaan tarvittaessa. Tätä tarkoitusta varten käytetään elektrolyyttistä raffinointia, sulatusta tyhjiössä käyttämällä erityisiä lisäaineita - juoksutteita, jotka "poistavat" epäpuhtaudet magnesiumista, tai metallin tislausta (sublimaatiota) tyhjiössä. Puhdistetun magnesiumin puhtaus on 99,999 % ja korkeampi.
Toinen menetelmä magnesiumin saamiseksi on kehitetty - lämpö. Tässä tapauksessa piitä tai koksia käytetään magnesiumoksidin pelkistämiseen korkeissa lämpötiloissa:
MgO + C = Mg + CO

Piin käyttö mahdollistaa magnesiumin saamisen raaka-aineista, kuten dolomiitista CaCO 3 ·MgCO 3 ilman magnesiumin ja kalsiumin esierottelua. Seuraavat reaktiot tapahtuvat dolomiitin mukana:
CaCO 3 MgCO 3 = CaO + MgO + 2CO 2,
2MgO + CaO + Si = CaSi03 + 2Mg.

Lämpömenetelmän etuna on, että sen avulla voidaan saada puhtaampaa magnesiumia. Magnesiumin saamiseksi ei käytetä vain mineraaliraaka-aineita, vaan myös merivettä.

Fyysiset ominaisuudet

Magnesium on hopeanvalkoinen metalli, jossa on kuusikulmainen hila, avaruusryhmä P 6 3 /mmc. Normaaliolosuhteissa magnesiumin pinta on peitetty kestävällä magnesiumoksidi MgO -suojakalvolla, joka tuhoutuu kuumennettaessa ilmassa noin 600 °C:seen, minkä jälkeen metalli palaa sokaisevalla valkoisella liekillä muodostaen magnesiumoksidia ja nitridiä Mg. 3 N 2. Magnesiumin tiheys 20 °C:ssa on 1,737 g/cm³, metallin sulamispiste t pl = 651 °C, kiehumispiste t kiehumispiste = 1103 °C, lämmönjohtavuus 20 °C:ssa 156 W/ (m K). Erittäin puhdas magnesium on sitkeää, helposti puristettavaa, valssattua ja leikattavissa.

Kemialliset ominaisuudet

Jauhemaisen magnesiumin seos kaliumpermanganaatin KMnO 4:n kanssa on räjähdysaine.
Kuuma magnesium reagoi veden kanssa:
Mg (ilmoitettu) + H20 = MgO + H2;

Alkalit eivät vaikuta magnesiumiin, se liukenee helposti happoihin vapauttaen vetyä:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Ilmassa kuumennettaessa magnesium palaa muodostaen oksideja; myös typen kanssa voi muodostua pieni määrä nitridiä:
2Mg + 02 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2

MAGNESIUM(Latinalainen Magnesium), Mg (lue "magnesium"), Mendeleevin jaksollisen järjestelmän kolmannen jakson IIA-ryhmän kemiallinen alkuaine, atominumero 12, atomimassa 24,305. Luonnollinen magnesium koostuu kolmesta stabiilista nuklidista: 24 Mg (78,60 paino-%), 25 Mg (10,11 %) ja 26 Mg (11,29 %). Neutraalin atomin elektronikonfiguraatio on 1s 2 2s 2 p 6 3s 2, jonka mukaan stabiileissa yhdisteissä oleva magnesium on kaksiarvoinen (hapetusaste +2). Yksinkertainen aine magnesium on kevyt, hopeanvalkoinen, kiiltävä metalli.

Fyysinen ja Kemialliset ominaisuudet: Magnesiummetallilla on kuusikulmainen kristallihila. Sulamispiste 650°C, kiehumispiste 1105°C, tiheys 1,74 g/cm 3 (magnesium on erittäin kevyt metalli, vain kalsium- ja alkalimetallit ovat kevyempiä). Magnesiumin Mg/Mg 2+:n standardielektrodipotentiaali on 2,37 V. Standardipotentiaalien sarjassa se sijaitsee natriumin takana ja alumiinin edessä.

Magnesiumin pinta on peitetty tiheällä MgO-oksidikalvolla, joka normaaleissa olosuhteissa suojaa metallia luotettavasti lisätuhostumiselta. Vain kun metalli kuumennetaan yli noin 600 °C:n lämpötilaan, se syttyy ilmassa. Magnesium palaa säteilemällä kirkasta valoa, jonka spektrikoostumus on lähellä aurinkoa. Siksi aiemmin valokuvaajat valokuvasivat heikossa valaistuksessa palavan magnesiumteipin valossa. Kun magnesium palaa ilmassa, muodostuu irtonaista valkoista magnesiumoksidi-MgO-jauhetta:

2Mg + O2 = 2MgO.

Magnesiumnitridi Mg 3 N 2 muodostuu myös samanaikaisesti oksidin kanssa:

3Mg + N2 = Mg3N2.

Magnesium ei reagoi kylmän veden kanssa (tai tarkemmin sanottuna se reagoi, mutta erittäin hitaasti), mutta kuuman veden kanssa se reagoi ja muodostuu löysä valkoinen magnesiumhydroksidi Mg(OH) 2 sakka:

Mg + 2H 2O = Mg(OH)2 + H2.

Jos magnesiumnauha sytytetään tuleen ja laitetaan vesilasiin, metalli jatkaa palamista. Tässä tapauksessa magnesiumin ja veden vuorovaikutuksessa vapautuva vety syttyy välittömästi ilmassa. Magnesiumin palaminen ilmakehässä jatkuu hiilidioksidi:

2Mg + CO 2 = 2MgO + C.

Magnesiumin kyky palaa sekä vedessä että hiilidioksidiilmakehässä vaikeuttaa merkittävästi tulipalojen sammuttamista, joissa magnesiumista tai sen seoksista tehdyt rakenteet palavat.

Magnesiumoksidi MgO on valkoinen mureneva jauhe, joka ei reagoi veden kanssa. Aikaisemmin sitä kutsuttiin poltetuksi magnesiumoksidiksi tai yksinkertaisesti magnesiumoksidiksi. Tällä oksidilla on emäksisiä ominaisuuksia, se reagoi erilaisten happojen kanssa, esim.

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

Tätä oksidia vastaava emäs, Mg(OH) 2, on keskivahva, mutta käytännössä liukenematon veteen. Se voidaan saada esimerkiksi lisäämällä alkalia minkä tahansa magnesiumsuolan liuokseen:

2NaOH + MgS04 = Mg(OH)2 + Na2S04.

Koska magnesiumoksidi MgO ei muodosta alkaleja vuorovaikutuksessa veden kanssa ja magnesiumemäksellä Mg(OH) 2 ei ole alkalisia ominaisuuksia, magnesium, toisin kuin sen "kumppanit" kalsium, strontium ja barium, ei ole maa-alkalimetalli.

Magnesiummetalli reagoi huoneenlämpötilassa halogeenien, esimerkiksi bromin kanssa:

Mg + Br2 = MgBr2.

Kuumennettaessa magnesium reagoi rikin kanssa, jolloin muodostuu magnesiumsulfidia:

Jos magnesiumin ja koksin seosta kalsinoidaan inertissä ilmakehässä, muodostuu magnesiumkarbidi, jonka koostumus on Mg 2 C 3 (on huomattava, että magnesiumin lähin naapuri kalsiumryhmässä muodostaa samanlaisissa olosuhteissa karbidin, jonka koostumus on CaC 2 ). Kun magnesiumkarbidi hajoaa veden kanssa, muodostuu asetyleenipropyyni C 3 H 4 -homologi:

Mg2C3 + 4H20 = 2Mg(OH)2 + C3H4.

Siksi Mg 2 C 3:a voidaan kutsua magnesiumpropeeniksi.

Magnesiumin käyttäytymisellä on samankaltaisia ​​piirteitä alkalimetallilitiumin käyttäytymisen kanssa (esimerkki jaksollisen taulukon alkuaineiden diagonaalisesta samankaltaisuudesta). Siten magnesium, kuten litium, reagoi typen kanssa (magnesiumin ja typen reaktio tapahtuu kuumennettaessa), mikä johtaa magnesiumnitridin muodostumiseen:

3Mg + N2 = Mg3N2.

Kuten litiumnitridi, magnesiumnitridi hajoaa helposti vedessä:

Mg3N2 + 6H20 = 3Mg(OH)2 + 2NH3.

Magnesium on litiumin kaltainen siinä mielessä, että sen karbonaatti MgCO 3 ja fosfaatti Mg 3 (PO 4) 2 liukenevat huonosti veteen, samoin kuin vastaavat litiumsuolat.

Magnesium on samanlainen kuin kalsium siinä mielessä, että näiden alkuaineiden liukoisten hiilikarbonaattien läsnäolo vedessä määrittää veden kovuuden. Kuten kalsiumbikarbonaatin kohdalla, magnesiumbikarbonaatin Mg(HCO 3) 2 aiheuttama kovuus on tilapäistä. Keitettäessä magnesiumbikarbonaatti Mg(HCO 3) 2 hajoaa ja sen pääkarbonaatti magnesiumhydroksikarbonaatti (MgOH) 2 CO 3 saostuu:

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

Magnesiumperkloraatti Mg(ClO 4) 2, joka on energisesti vuorovaikutuksessa vesihöyryn kanssa ja kuivattaa hyvin kerroksensa läpi kulkevaa ilmaa tai muuta kaasua, on edelleen käytännön käytössä. Tällöin muodostuu vahva kiteinen hydraatti Mg(ClO 4) 2 6H 2 O. Tämä aine voidaan dehydratoida uudelleen kuumentamalla tyhjiössä noin 300°C:n lämpötilassa. Magnesiumperkloraattia kutsutaan anhydroniksi sen kuivausominaisuuksien vuoksi.

Suuri arvo sisällä orgaaninen kemia sisältää organomagnesiumyhdisteitä, jotka sisältävät MgC-sidoksen. Erityisen tärkeä rooli niistä on ns. Grignardin reagenssimagnesiumyhdisteillä, joilla on yleinen kaava RMgHal, jossa R orgaaninen radikaali ja Hal = Cl, Br tai I. Näitä yhdisteitä muodostuu eetteriliuoksissa magnesiumin ja magnesiumin vuorovaikutuksessa. vastaava orgaaninen halogeeni RHal ja niitä käytetään mitä erilaisimpiin synteeseihin.

Löytöhistoria: Magnesiumyhdisteet ovat olleet ihmisille tuttuja jo pitkään. Alkuaineen latinankielinen nimi tulee Vähä-Aasiassa sijaitsevan muinaisen Magnesian kaupungin nimestä, jonka läheisyydessä on mineraalimagnesiittiesiintymiä. Metallisen magnesiumin sai ensimmäisen kerran vuonna 1808 englantilainen kemisti G. Davy. Kuten muillakin aktiiviset metallit natrium, kalium, kalsium, Davy käytti elektrolyysiä saadakseen metallimagnesiumia. Hän suoritti elektrolyysin kostutetulle valkoisen magnesiumoksidin seokselle (sen koostumus ilmeisesti sisälsi magnesiumoksidia MgO ja magnesiumhydroksidi Mg(OH) 2) ja elohopeaoksidia HgO. Tämän seurauksena Davy sai amalgaamin - uuden metalliseoksen elohopean kanssa. Elohopean tislaamisen jälkeen jäljelle jäi uuden metallin jauhe, jota Davy kutsui magnesiumiksi.

Davyn magnesium oli melko likainen, ranskalainen kemisti A. Bussy sai ensimmäisen kerran puhdasta metallista magnesiumia vuonna 1828.

Löytö luonnosta: magnesium yksi kymmenestä yleisimmästä alkuaineesta maankuoressa (8. sija). Se sisältää 2,35 painoprosenttia magnesiumia. Korkean kemiallisen aktiivisuutensa vuoksi magnesiumia ei esiinny vapaassa muodossa, vaan se sisältyy moniin mineraaleihin - silikaatteihin, alumiinisilikaatteihin, karbonaatteihin, klorideihin, sulfaatteihin jne. Magnesiumia on siis laajalti levinneissä silikaateissa oliviini (Mg,Fe) 2 ja serpentiini Mg6(OH)8. Käytännössä erittäin tärkeitä ovat magnesiumia sisältävät mineraalit, kuten asbesti, magnesiitti, dolomiitti MgCO 3 CaCO 3, biskofiitti MgCl 2 6H 2 O, karnalliitti KCl MgCl 2 6H 2 O, epsomiitti MgSO 4 7H 2 O, kainiitti KC ·3H O, astrakhaniitti Na 2 SO 4 · MgSO 4 · 4H 2 O jne. Magnesiumia löytyy merivedestä (4 % Mg kuivassa jäännöksessä), luonnon suolavedessä ja monissa maanalaisissa vesissä.

Kuitti: Tavallinen teollinen menetelmä magnesiummetallin valmistamiseksi on vedettömän magnesiumkloridin MgCl 2:n, natrium NaCl:n ja kalium KCl:n seoksen sulatteen elektrolyysi. Tässä sulatteessa magnesiumkloridi pelkistyy sähkökemiallisesti:

MgCl 2 (elektrolyysi) = Mg + Cl 2.

Sula metalli poistetaan ajoittain elektrolyysihauteesta ja siihen lisätään uusia annoksia magnesiumia sisältäviä raaka-aineita. Koska tällä tavalla saatu magnesium sisältää suhteellisen suuren määrän epäpuhtauksia, noin 0,1 %, "raaka" magnesium puhdistetaan tarvittaessa. Tätä tarkoitusta varten käytetään elektrolyyttistä raffinointia, sulatusta tyhjiössä käyttämällä erityisiä lisäaineita - juoksutteita, jotka "poistavat" epäpuhtaudet magnesiumista, tai metallin tislausta (sublimaatiota) tyhjiössä. Puhdistetun magnesiumin puhtaus on 99,999 % ja korkeampi.

Toinen menetelmä magnesiumin valmistamiseksi on kehitetty - lämpö. Tässä tapauksessa koksia käytetään magnesiumoksidin pelkistämiseen korkeassa lämpötilassa:

MgO + C = Mg + CO

tai piitä. Piin käyttö mahdollistaa magnesiumin saamisen raaka-aineista, kuten dolomiitista CaCO 3 ·MgCO 3 ilman magnesiumin ja kalsiumin esierottelua. Seuraavat reaktiot tapahtuvat dolomiitin mukana:

CaCO 3 MgCO 3 = CaO + MgO + 2CO 2,

2MgO + 2CaO + Si = Ca2SiO4 + 2Mg.

Lämpömenetelmän etuna on, että sen avulla voidaan saada puhtaampaa magnesiumia. Magnesiumin saamiseksi ei käytetä vain mineraaliraaka-aineita, vaan myös merivettä.

Sovellus: Suurin osa louhitusta magnesiumista käytetään erilaisten kevyiden magnesiumseosten valmistukseen. Näiden metalliseosten koostumus sisältää magnesiumin lisäksi yleensä alumiinia, sinkkiä ja zirkoniumia. Tällaiset seokset ovat melko vahvoja ja niitä käytetään lentokoneiden valmistuksessa, instrumenttien valmistuksessa ja muihin tarkoituksiin.

Metallisen magnesiumin korkea kemiallinen aktiivisuus mahdollistaa sen käytön metallien, kuten titaanin, zirkoniumin, vanadiinin, uraanin jne., magnesiumtermisessä tuotannossa. Tässä tapauksessa magnesium reagoi esimerkiksi syntyvän metallin oksidin tai fluorin kanssa. .

Magnesiumin historia

Humphry Davy hankki ensimmäisen kerran metallimuodossa olevan magnesiumin vuonna 1808. Englantilainen kemisti suoritti elektrolyysin valkoisen magnesiumoksidin ja elohopeaoksidin märän seoksen välillä, jolloin tuloksena oli elohopean seos tuntemattoman metallin (amalgaamin) kanssa. Elohopean tislaamisen jälkeen Davy sai uuden aineen - metallijauheen, jota kutsuttiin magnesium(kalorisaattori) . Kaksi vuosikymmentä myöhemmin, vuonna 1828, ranskalainen A. Bussy sai puhdasta metallista magnesiumia.

Magnesium on jaksollisen järjestelmän ryhmän III pääalaryhmän II alkuaine kemiallisia alkuaineita DI. Mendelejevin atominumero on 12 ja atomimassa 24.305. Hyväksytty nimitys on Mg(latinasta Magnesium).

Luonnossa oleminen

Maankuoren pitoisuudeltaan magnesium on 8. sijalla mineraalit, se on hyvin yleistä. Luonnollisia magnesiumin lähteitä ovat merivesi, fossiiliset mineraaliesiintymät ja suolavedet.

Magnesium on kevyt ja muokattava metalli, sen väri on hopeanvalkoinen ja siinä on selkeä metallinen kiilto. Normaalitilassaan se on peitetty magnesiumoksidikalvolla, joka voidaan tuhota kuumentamalla metalli 600-650 ˚C:seen. Magnesium palaa, säteilee sokaisevan valkoisen liekin ja muodostaa magnesiumoksidia ja nitridiä.

Päivittäinen magnesiumin tarve

Päivittäinen magnesiumin tarve riippuu iästä, sukupuolesta ja fyysinen kunto henkilö. Terveelle aikuiselle se on 400-500 mg.

Elintarvikkeet sisältävät erilaisia ​​​​määriä magnesiumia, järjestämme ne hyödyllisen hivenainepitoisuuden vähenemisen mukaan:

• viljat (ja)
• maitotuotteet, kala,

Magnesiumin imeytyminen

Imu orgaaniset yhdisteet Magnesiumin puutos esiintyy pääasiassa pohjukaissuolessa ja paksusuolessa; liiallisella kofeiinin ja alkoholin kulutuksella elimistö menettää huomattavan osan magnesiumista virtsaan.

Vuorovaikutus muiden kanssa

Magnesiumin ja magnesiumin välinen tasapaino on tärkeää elimistölle, koska nämä mineraalit ovat vastuussa luukudoksen ja hampaiden normaalista tilasta. Apteekkien vitamiini-mineraalikompleksit sisältävät optimaaliset määrät kalsiumia ja magnesiumia.

Magnesiumin puute elimistössä voi johtua munuaissairaudesta, ruoansulatushäiriöistä, diureettien ja joidenkin ehkäisyvälineiden käytöstä sekä alkoholin ja kofeiinin liiallisesta käytöstä. Magnesiumin puutteen merkkejä ovat unettomuus, ärtyneisyys, huimaus, sydämentykytys ja verenpaineen nousu, toistuva päänsärky, väsymys, välkkyvät täplät silmien edessä, kouristukset, lihaskouristukset ja hiustenlähtö.

Merkkejä ylimääräisestä magnesiumista

Ylimääräisen magnesiumin merkkejä ovat:

• ripuli, pahoinvointi, oksentelu
• uneliaisuus, hidas syke
• heikentynyt koordinaatio, puhe
• limakalvojen kuivuminen (suu ja nenä).

Magnesium on tärkeä hermojen ja lihasten tehokkaalle toiminnalle ja tärkeä verensokerin muuntamiseksi energiaksi. Magnesium ylläpitää terveitä hampaita, auttaa ehkäisemään plakin, munuaiskivien ja sappirakko, tuo helpotusta ruoansulatushäiriöihin. Ihmiskehossa on noin 21 g magnesiumia.

Magnesium normalisoi kehon kardiovaskulaaristen ja umpieritysjärjestelmien toimintaa, aivojen toimintaa ja auttaa poistamaan myrkkyjä ja raskasmetalleja.

Magnesiumin käyttö elämässä

Magnesiumyhdisteitä (seoksia) käytetään lentokoneiden rakentamisessa ja autojen tuotanto magnesiumseosten lujuuden ja keveyden vuoksi. Magnesiumia käytetään kemiallisena virtalähteenä lääketieteessä, sodankäynnissä ja valokuvauksessa.