MAGNESIUM: HISTORIE, STRUKTUR, EGENSKABER, REAKTIONER, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den magnesium er jordalkalimetal tilhører gruppe 2 i det periodiske system. Dets atomnummer er 12 og det er repræsenteret med det kemiske symbol Mg. Det er det ottende mest rigelige element i jordskorpen, ca. 2,5% af det.

Dette metal, ligesom dets kongenere og alkalimetaller, findes ikke i naturen i sin oprindelige tilstand, men kombineres med andre elementer til dannelse af adskillige forbindelser, der findes i klipper, havvand og i saltlage.

Hverdagsgenstande lavet med magnesium. Kilde: Firetwister fra Wikipedia.

Magnesium er en del af mineraler såsom dolomit (calcium og magnesiumcarbonat), magnesit (magnesiumcarbonat), carnalit (magnesium og kaliumchloridhexahydrat), brucit (magnesiumhydroxid) og i silikater såsom talkum og olivin.

Dens rigeste naturlige kilde på grund af dens størrelse er havet, der har en overflod på 0,13%, selvom Great Salt Lake (1,1%) og Dødehavet (3,4%) har en højere koncentration af magnesium. Der er saltlake med et højt indhold af det, der koncentreres ved fordampning.

Navnet magnesium stammer sandsynligvis fra magnesit, der findes i Magnesia i regionen Thessalien, det gamle Grækenlands region. Skønt det er blevet påpeget, at magnetit og mangan blev fundet i den samme region.

Magnesium reagerer kraftigt med ilt ved temperaturer over 645 ° C. I mellemtiden brænder magnesiumpulver i tør luft og udsender et intenst hvidt lys. Af denne grund blev det brugt som en lyskilde i fotografering. I øjeblikket bruges denne ejendom stadig i pyroteknologi.

Det er et væsentligt element for levende væsener. Det er kendt at være en cofaktor for mere end 300 enzymer, herunder adskillige glycolyseenzymer. Dette er en vital proces for levende væsener på grund af dens forhold til produktionen af ​​ATP, den vigtigste cellulære energikilde.

Ligeledes er det en del af et kompleks, der ligner heme-gruppen af ​​hæmoglobin, der findes i klorofyl. Dette er et pigment, der deltager i realiseringen af ​​fotosyntesen.

Historie

Anerkendelse

Joseph Black, en skotsk kemiker, anerkendte det i 1755 det som et element, hvilket eksperimentelt viste, at det var forskelligt fra calcium, et metal, som de forvekslede det med.

I denne forbindelse skrev Black: "Vi ser allerede ved eksperiment, at magnesia alba (magnesiumcarbonat) er en forbindelse af en ejendommelig jord og fast luft."

Isolation

I 1808 lykkedes det Sir Humprey Davy at isolere den ved hjælp af elektrolyse til at producere et amalgam af magnesium og kviksølv. Det gjorde dette ved at elektrolysere det våde sulfatsalt ved hjælp af kviksølv som katode. Derefter fordampedes det kviksølvet fra malgam ved opvarmning, hvilket efterlod magnesiumresten.

A. Bussy, en fransk videnskabsmand, formåede at fremstille det første metalliske magnesium i 1833. For at gøre dette producerede Bussy reduktionen af ​​smeltet magnesiumchlorid med metallisk kalium.

I 1833 brugte den britiske videnskabsmand Michael Faraday elektrolyse af magnesiumchlorid for første gang til at isolere dette metal.

Produktion

I 1886, det tyske selskab Aluminium und Magnesiumfabrik Hemelingen anvendes elektrolyse af smeltet carnalite (MgCl ₂ · KCI · 6H ₂ O) for at fremstille magnesium.

Det lykkedes Hemelingen i samarbejde med Farbe Industrial Complex (IG Farben) at udvikle en teknik til at fremstille store mængder smeltet magnesiumchlorid til elektrolyse til produktion af magnesium og klor.

Under 2. verdenskrig begyndte Dow Chemical Company (USA) og Magnesium Elektron LTD (UK) den elektrolytiske reduktion af havvand; pumpet fra Galveston Bay, Texas og i Nordsøen til Hartlepool, England, til produktion af magnesium.

På samme tid skaber Ontario (Canada) en teknik til at fremstille den baseret på LM Pidgeon-processen. Teknikken består af den termiske reduktion af magnesiumoxid med silikater i eksternt fyrede retorter.

Struktur og elektronkonfiguration af magnesium

Magnesium krystalliseres i en kompakt hexagonal struktur, hvor hvert af dets atomer er omgivet af tolv naboer. Dette gør det tættere end andre metaller, såsom lithium eller natrium.

Dens elektroniske konfiguration er 3s ², med to valenselektroner og ti af den indre skal. Ved at have en ekstra elektron sammenlignet med natrium, bliver dens metalliske binding stærkere.

Dette skyldes, at atomet er mindre, og dets kerne har endnu et proton; derfor udøver de en større tiltrækningseffekt på elektronerne i tilstødende atomer, som kontraherer afstanden imellem dem. Da der er to elektroner, er det resulterende 3'-bånd også fuldt, og det er i stand til at føle endnu mere tiltrækningen af ​​kernerne.

Derefter ender Mg-atomerne med at lægge en tæt hexagonal krystal med en stærk metallisk binding. Dette forklarer det meget højere smeltepunkt (650 ºC) end det for natrium (98 ºC).

Alle 3'erne orbitaler i alle atomer og deres tolv naboer overlapper hinanden i alle retninger inden i krystallen, og de to elektroner forlader, når to andre kommer; osv., uden at Mg ²⁺ -kationerne har oprindelse.

Oxidationsnumre

Magnesium kan miste to elektroner, når det danner forbindelser og forbliver som Mg ²⁺ -kation, der er isoelektronisk over for ædelgasneonet. Når man overvejer dets tilstedeværelse i en hvilken som helst forbindelse, er oxidationsantallet af magnesium +2.

På den anden side, og skønt mindre almindelig, kan Mg ⁺ -kationen dannes, som kun har mistet en af ​​sine to elektroner og er isoelektronisk til natrium. Når det antages, at det er tilstedeværelse i en forbindelse, siges magnesium at have et oxidationsnummer på +1.

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Strålende hvidt fast stof i dets rene tilstand, inden det oxideres eller reageres med fugtig luft.

Atomisk masse

24,304 g / mol.

Smeltepunkt

650 ° C

Kogepunkt

1.091 ° C

Massefylde

1,738 g / cm ³ ved stuetemperatur. Y 1,584 g / cm ³ ved smeltetemperaturen; det vil sige, den flydende fase er mindre tæt end den faste fase, som det er tilfældet med langt de fleste forbindelser eller stoffer.

Fusionsvarme

848 kJ / mol.

Fordampningsvarme

128 kJ / mol.

Molær kalorikapacitet

24,869 J / (mol · K).

Damptryk

Ved 701 K: 1 Pa; det vil sige dets damptryk er meget lavt.

elektronegativitet

1,31 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergi

Første ioniseringsniveau: 1.737,2 kJ / mol (Mg ⁺ gas)

Andet ioniseringsniveau: 1.450,7 kJ / mol (Mg ²⁺ gas og kræver mindre energi)

Tredje ioniseringsniveau: 7,732,7 kJ / mol (Mg ³⁺ gas, og kræver en masse energi).

Atomradio

160 kl.

Kovalent radius

141 ± 17 pm

Atomisk volumen

13.97 cm ³ / mol.

Varmeudvidelse

24,8 um / m · K ved 25 ° C.

Varmeledningsevne

156 W / m K.

Elektrisk modstand

43,9 nΩ · m ved 20 ° C

Elektrisk ledningsevne

22,4 × 10 ⁶ S cm ³.

Hårdhed

2,5 på Mohs-skalaen.

nomenklatur

Metallisk magnesium har ingen andre tilskrevne navne. Dens forbindelser, da det anses for, at de i størstedelen har et oxidationsnummer på +2, nævnes under anvendelse af stamnomenklaturen uden behov for at udtrykke nævnte antal i parentes.

For eksempel er MgO magnesiumoxid og ikke magnesium (II) oxid. I henhold til den systematiske nomenklatur er den tidligere forbindelse: magnesiummonoxid og ikke monomagnesiummonoxid.

På siden af ​​den traditionelle nomenklatur sker der samme ting med bestandens nomenklatur: navnene på forbindelserne slutter på samme måde; det vil sige med suffikset –ico. MgO er således magnesiumoxid ifølge denne nomenklatur.

Ellers kan de andre forbindelser muligvis ikke have almindelige eller mineralogiske navne eller bestå af organiske molekyler (organomagnesiumforbindelser), hvis nomenklatur afhænger af molekylstrukturen og alkyl (R) eller aryl (Ar) substituenter.

Med hensyn til organomagnesiumforbindelser er næsten alle Grignard-reagenser med den generelle formel RMgX. For eksempel BrMgCH ₃ er methylmagnesiumbromid. Bemærk, at nomenklaturen ikke synes så kompliceret i en første kontakt.

Former

Legeringer

Magnesium bruges i legeringer, fordi det er et let metal, der hovedsageligt bruges i legeringer med aluminium, hvilket forbedrer de mekaniske egenskaber ved dette metal. Det er også blevet brugt i legeringer med jern.

Imidlertid er brugen i legeringer faldet på grund af dens tendens til at korrodere ved høje temperaturer.

Mineraler og forbindelser

På grund af dens reaktivitet findes den ikke i jordskorpen i dens oprindelige eller elementære form. Snarere er det en del af adskillige kemiske forbindelser, som igen findes i ca. 60 kendte mineraler.

Blandt de mest almindelige mineraler af magnesium er:

-Dolomite, en af calcium og magnesium, MgCO ₃ CaCO ₃

-Magnesit, et magnesiumcarbonat, CaCO ₃

-Brucite, et magnesiumhydroxid, Mg (OH) ₂

-carnalite, en magnesium kaliumchlorid, MgC ₂ · KCI · H ₂ O.

Det kan også være i form af andre mineraler såsom:

-Kieserite, en magnesiumsulfat, MgSO ₄ H ₂ O

-Forsterit, et magnesiumsilicat, MgSiO ₄

-Chrisotyl eller asbest, en anden magnesiumsilicat, Mg ₃ Si ₂ O ₅ (OH) ₄

-Talc, Mg ₃ Si ₁₄ O ₁₁₀ (OH) ₂.

isotoper

Magnesium findes i naturen som en kombination af tre naturlige isotoper: ²⁴ mg, med 79% overflod; ²⁵ mg, med 11% overflod; og ²⁶ mg, med 10% overflod. Derudover er der 19 kunstige radioaktive isotoper.

Biologisk rolle

glycolysis

Magnesium er et vigtigt element i alle levende ting. Mennesker har en daglig indtagelse af 300 - 400 mg magnesium. Dets kropsindhold er mellem 22 og 26 g hos et voksent menneske, hovedsageligt koncentreret i knogleskelettet (60%).

Glykolyse er en reaktionssekvens, hvor glukose omdannes til pyruvinsyre med en nettoproduktion af 2 ATP-molekyler. Pyruvat kinase, hexokinase og phosphofruct kinase er enzymer blandt andet glycolyse, der bruger Mg som aktivator.

DNA

DNA består af to nukleotidkæder, der har negativt ladede phosphatgrupper i deres struktur; derfor gennemgår DNA-strengene elektrostatisk frastødelse. Na ⁺, K ⁺ og Mg ²⁺ ioner neutraliserer de negative ladninger og forhindrer dissociation af kæderne.

ATP

ATP-molekylet har fosfatgrupper med negativt ladede oxygenatomer. En elektrisk frastødning forekommer mellem tilstødende oxygenatomer, der kan spalte ATP-molekylet.

Dette sker ikke, fordi magnesium interagerer med tilstødende oxygenatomer og danner et chelat. ATP-Mg siges at være den aktive form for ATP.

Fotosyntese

Magnesium er essentielt for fotosyntesen, en central proces i brugen af ​​energi fra planter. Det er en del af klorofyll, der i sit indre har en struktur, der ligner hemmegruppen af ​​hæmoglobin; men med et magnesiumatom i midten i stedet for et jernatom.

Chlorophyll absorberer lysenergi og bruger den i fotosyntesen til at omdanne kuldioxid og vand til glukose og ilt. Glukose og ilt bruges senere i produktionen af ​​energi.

organisme

Et fald i plasma-magnesiumkoncentrationen er forbundet med muskelspasmer; hjerte-kar-sygdomme, såsom hypertension; diabetes, osteoporose og andre sygdomme.

Magnesiumion er involveret i at regulere funktionen af ​​calciumkanaler i nerveceller. Ved høje koncentrationer blokerer det for calciumkanalen. Tværtimod producerer et fald i calcium en aktivering af nerven ved at lade calcium komme ind i cellerne.

Dette forklarer spasmen og sammentrækningen af ​​muskelcellerne i væggene i de vigtigste blodkar.

Hvor man finder og producerer

Magnesium findes ikke i naturen i en elementær tilstand, men er en del af cirka 60 mineraler og adskillige forbindelser, der ligger i havet, klipper og saltvand.

Havet har en magnesiumkoncentration på 0,13%. På grund af sin størrelse er havet verdens vigtigste magnesiumreservoir. Andre magnesiumreservoirer er Great Salt Lake (USA) med en magnesiumkoncentration på 1,1% og Dødehavet med en koncentration på 3,4%.

Magnesiummineraler, dolomit og magnesit, ekstraheres fra dets vener ved hjælp af traditionelle minedriftmetoder. I mellemtiden bruges der i carnalite-opløsninger, der gør det muligt for de andre salte at stige til overfladen, hvilket holder carnaliten i baggrunden.

Saltvand, der indeholder magnesium, koncentreres i damme ved hjælp af solvarme.

Magnesium opnås ved to metoder: elektrolyse og termisk reduktion (Pidgeon-proces).

Elektrolyse

Smeltede salte indeholdende enten vandfrit magnesiumchlorid, delvist dehydreret vandfrit magnesiumchlorid eller mineralvandfri karnalit anvendes i elektrolyseprocesserne. Under nogle omstændigheder bruges den kunstige til at undgå forurening af den naturlige carnalite.

Magnesiumchlorid kan også fås ved at følge proceduren designet af Dow-virksomheden. Vandet blandes i en flokkulator med den let calcinerede mineraldolomit.

Magnesiumchloridet, der er til stede i blandingen, omdannes til Mg (OH) ₂ ved tilsætning af calciumhydroxid ifølge den følgende reaktion:

MgCl ₂ + Ca (OH) ₂ → Mg (OH) ₂ + CaCl ₂

Det udfældede magnesiumhydroxid behandles med saltsyre, hvilket producerer magnesiumchlorid og vand i henhold til den skitserede kemiske reaktion:

Mg (OH) ₂ + 2 HCI → MgC ₂ + 2 H ₂ O

Derefter underkastes magnesiumchloridet en dehydratiseringsproces, indtil den når 25% hydrering, idet dehydrering er afsluttet under smelteprocessen. Elektrolyse udføres ved en temperatur, der varierer mellem 680 til 750 ºC.

MgC ₂ → Mg + Cl ₂

Diatomisk klor dannes ved anoden, og smeltet magnesium flyder til toppen af ​​saltene, hvor det opsamles.

Termisk reduktion

Magnesiumkrystaller afsættes fra dens dampe. Kilde: Warut Roonguthai I Pidgeon-processen blandes malet og calcineret dolomit med finmalet ferrosilicium og anbringes i cylindrisk nikkel-krom-jernretorts. Retorterne placeres i en ovn og er i serie med kondensatorer placeret uden for ovnen.

Reaktionen finder sted ved en temperatur på 1200 ° C og et lavt tryk på 13 Pa. Magnesiumkrystallerne fjernes fra kondensatorerne. Den producerede slagge opsamles fra bunden af ​​retorterne.

2 CaO + 2 MgO + Si → 2 Mg (gasformig) + Ca ₂ SiO ₄ (slagge)

Calcium- og magnesiumoxider produceres ved kalcinering af calcium- og magnesiumcarbonater, der er til stede i dolomit.

Reaktioner

Magnesium reagerer kraftigt med syrer, især oxyrer. Dens reaktion med salpetersyre producerer magnesiumnitrat, Mg (NO ₃) ₂. På samme måde reagerer det med saltsyre for at producere magnesiumchlorid og hydrogengas.

Magnesium reagerer ikke med alkalier, såsom natriumhydroxid. Ved stuetemperatur er det dækket med et lag magnesiumoxid, uopløseligt i vand, som beskytter det mod korrosion.

Det danner blandt andet kemiske forbindelser med klor, ilt, nitrogen og svovl. Det er meget reaktivt med ilt ved høje temperaturer.

Applikationer

- Elementært magnesium

Legeringer

Magnesiumlegeringer er blevet brugt i fly og biler. De sidstnævnte har som et krav for kontrol med forurenende gasemissioner, en reduktion i vægt på motorkøretøjer.

Magnesiumanvendelser er baseret på dens lave vægt, høje styrke og lethed ved fremstilling af legeringer. Anvendelser inkluderer håndværktøj, sportsudstyr, kameraer, apparater, bagagerammer, bildele, genstande til luftfartsindustrien.

Magnesiumlegeringer bruges også til fremstilling af fly, raketter og rumssatellitter såvel som i fotoetsning til fremstilling af en hurtig og kontrolleret gravering.

Metallurgi

Magnesium tilsættes i en lille mængde til støbt hvidt jern, hvilket forbedrer dens styrke og formbarhed. Derudover indsprøjtes magnesium blandet med kalk i flydende højovnejern, hvilket forbedrer stålets mekaniske egenskaber.

Magnesium er involveret i produktionen af ​​titan, uran og hafnium. Det fungerer som et reduktionsmiddel på titantetrachlorid i Kroll-processen for at give anledning til titan.

Elektrokemi

Magnesium bruges i en tør celle, der fungerer som anoden og sølvchlorid som katoden. Når magnesium kommer i elektrisk kontakt med stål i nærværelse af vand, korroderer det offer, hvilket giver stålet intakt.

Denne type stålbeskyttelse findes i skibe, lagertanke, vandvarmere, brokonstruktioner osv.

pyroteknik

Magnesium i pulver eller strimmel form forbrændinger, der udsender et meget intensivt hvidt lys. Denne ejendom er blevet brugt i militær pyroteknik til at indstille brande eller oplyse ved fakkel.

Det findelte faste stof er blevet brugt som en brændstofkomponent, især i faste raketdrivmidler.

- Forbindelser

Magnesiumcarbonat

Det bruges som en termisk isolator til kedler og rør. Da det er hygroskopisk og opløseligt i vand, bruges det til at forhindre, at almindeligt salt komprimeres i salt rysterne og ikke flyder ordentligt under krydderi af mad.

Magnesiumhydroxid

Det har anvendelse som brandhæmmer. Opløst i vand danner det den velkendte magnesia-mælk, en hvidlig suspension, der er blevet brugt som antacida og afføringsmiddel.

Magnesiumchlorid

Det bruges til fremstilling af høje styrke gulvcement og et tilsætningsstof til fremstilling af tekstiler. Derudover bruges det som flokkuleringsmiddel i sojamælk til produktion af tofu.

Magnesiumoxid

Det bruges til fremstilling af ildfaste mursten til at modstå høje temperaturer og som en termisk og elektrisk isolator. Det bruges også som afføringsmiddel og antacida.

Magnesiumsulfat

Det bruges industrielt til fremstilling af cement og gødning, garvning og farvning. Det er også et tørremiddel. Epsom salt, MgSO ₄ · 7H ₂ O, anvendes som et afføringsmiddel.

- Mineraler

talkumpulver

Det tages som den mindst hårdhedsstandard (1) på Mohs-skalaen. Det fungerer som et fyldstof til fremstilling af papir og karton samt til at forhindre irritation og hydrering af huden. Det bruges til fremstilling af varmebestandige materialer og som basen i mange pulvere, der anvendes i kosmetik.

Chrysotile eller asbest

Det er blevet brugt som en termisk isolator og i byggebranchen til fremstilling af lofter. I øjeblikket bruges det ikke på grund af dets lungekræftfibre.

Referencer

1. Mathews, CK, van Holde, KE og Ahern, KG (2002). Biokemi. 3 ^var udgave. Redaktionel Pearson Educación, SA
2. Wikipedia. (2019). Magnesium. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Clark J. (2012). Metallisk limning. Gendannes fra: chemguide.co.uk
4. Hull AW (1917). Krystallstrukturen af ​​magnesium. Forløb fra Det Nationale Akademi for Videnskaber i Amerikas Forenede Stater, 3 (7), 470–473. doi: 10.1073 / pnas.3.7.470
5. Timothy P. Hanusa. (7. februar 2019). Magnesium. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
6. Hangzhou LookChem Network Technology Co. (2008). Magnesium. Gendannes fra: lookchem.com