Magnesium i sin reneste form. Magnesium er et viktig metall for industri og menneskeliv

Mg magnesium

MAGNESIUM(lat. Magnesium), Mg (les "magnesium"), et kjemisk grunnstoff i gruppe IIA fra den tredje perioden av Mendeleevs periodiske system, atomnummer 12, atommasse 24.305. Naturlig magnesium består av tre stabile nuklider: 24 Mg (78,60 % i masse), 25 Mg (10,11 %) og 26 Mg (11,29 %). Den elektroniske konfigurasjonen av et nøytralt atom er 1s 2 2s 2 p 6 3s 2, ifølge hvilken magnesium i stabile forbindelser er toverdig (oksidasjonstilstand +2). Det enkle stoffet magnesium er et lett, sølvhvitt skinnende metall.

Fysiske og kjemiske egenskaper: metallisk magnesium har et sekskantet krystallgitter. Smeltepunkt 650°C, kokepunkt 1105°C, tetthet 1,74 g/cm 3 (magnesium er et veldig lett metall, kun kalsium og alkalimetaller er lettere). Standard elektrodepotensial for magnesium Mg / Mg 2+ er 2,37V. I en serie standardpotensialer er den plassert bak natrium foran aluminium.

Overflaten av magnesium er dekket med en tett film av MgO-oksid, som under normale forhold pålitelig beskytter metallet mot ytterligere ødeleggelse. Først når metallet varmes opp til en temperatur over ca. 600°C, antennes det i luft. Magnesium brenner med utslipp av sterkt lys, spektralsammensetningen nær solens. Derfor, tidligere, fotografer i dårlig lys skutt i lyset av et brennende magnesiumbånd. Når magnesium brennes i luft, dannes et løst hvitt pulver av magnesiumoksid MgO:

2Mg + O2 \u003d 2MgO.

Samtidig med oksidet dannes også magnesiumnitrid Mg 3 N 2:

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.

Magnesium reagerer ikke med kaldt vann (eller mer presist, det reagerer, men ekstremt sakte), men det reagerer med varmt vann, og det dannes et løst hvitt bunnfall av magnesiumhydroksid Mg (OH) 2:

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

Hvis en magnesiumstrimmel settes i brann og senkes ned i et glass vann, fortsetter brenningen av metallet. I dette tilfellet antennes hydrogenet som frigjøres under interaksjonen av magnesium med vann umiddelbart i luften. Forbrenningen av magnesium fortsetter i en atmosfære av karbondioksid:

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

Magnesiums evne til å brenne både i vann og i en atmosfære av karbondioksid kompliserer betydelig slokking av branner der strukturer laget av magnesium eller dets legeringer brenner.

Magnesiumoksid MgO er et hvitt sprøtt pulver som ikke reagerer med vann. Det pleide å bli kalt brent magnesia eller bare magnesia. Dette oksydet har grunnleggende egenskaper, det reagerer med forskjellige syrer, for eksempel:

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

Basen Mg (OH) 2 som tilsvarer dette oksidet er av middels styrke, men praktisk talt uløselig i vann. Det kan oppnås for eksempel ved å tilsette alkali til en løsning av et hvilket som helst magnesiumsalt:

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

Siden magnesiumoksid MgO ikke danner alkali når det interagerer med vann, og magnesiumbasen Mg (OH) 2 ikke har alkaliske egenskaper, tilhører magnesium, i motsetning til dets "ledsager" kalsium, strontium og barium, ikke til antallet alkaliske jordarter. metaller.

Metallmagnesium ved romtemperatur reagerer med halogener, for eksempel med brom:

Mg + Br 2 \u003d MgBr 2.

Ved oppvarming reagerer magnesium med svovel og gir magnesiumsulfid:

Hvis en blanding av magnesium og koks kalsineres i en inert atmosfære, dannes magnesiumkarbid med sammensetningen Mg 2 C 3 (det skal bemerkes at den nærmeste naboen til magnesium i gruppen kalsium danner et karbid av sammensetningen CaC 2 under lignende forhold). Når magnesiumkarbid spaltes med vann, dannes en acetylenhomolog propyn C 3 H 4:

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

Derfor kan Mg 2 C 3 kalles magnesiumpropylen.

Oppførselen til magnesium har likheter med oppførselen til alkalimetallet litium (et eksempel på den diagonale likheten til elementer i det periodiske systemet). Så magnesium, som litium, reagerer med nitrogen (reaksjonen av magnesium med nitrogen skjer ved oppvarming), noe som resulterer i dannelsen av magnesiumnitrid:

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.

Som litiumnitrid, spaltes magnesiumnitrid lett av vann:

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

Magnesium ligner også på litium ved at dets karbonat MgCO 3 og fosfat Mg 3 (PO 4) 2 er dårlig løselig i vann, det samme er de tilsvarende litiumsaltene.

Magnesium ligner kalsium ved at tilstedeværelsen av løselige bikarbonater av disse elementene i vann bestemmer hardheten til vannet. Som med kalsiumbikarbonat, er hardheten forårsaket av magnesiumbikarbonat Mg(HCO 3) 2 midlertidig. Ved koking spaltes magnesiumbikarbonat Mg (HCO 3) 2 og dets hovedkarbonat magnesiumhydroksokarbonat (MgOH) 2 CO 3 utfelles:

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

Magnesiumperklorat Mg(ClO 4) 2 har fortsatt praktisk anvendelse, som interagerer kraftig med vanndamp, brønntørrende luft eller annen gass som passerer gjennom laget. I dette tilfellet dannes et sterkt krystallinsk hydrat av Mg(ClO 4) 2 ·6H 2 O. Dette stoffet kan dehydreres igjen ved oppvarming i vakuum til en temperatur på ca. 300°C. Magnesiumperklorat ble gitt navnet "anhydron" for dets tørkemiddelegenskaper.

Av stor betydning i organisk kjemi er organomagnesiumforbindelser som inneholder MgC-bindingen. En spesielt viktig rolle blant dem spilles av det såkalte Grignard-reagenset, en magnesiumforbindelse med den generelle formelen RMgHal, hvor R er et organisk radikal, og Hal = Cl, Br eller I. Disse forbindelsene dannes i eterløsninger av interaksjon av magnesium og det tilsvarende organiske halogenidet RHal og brukes til de fleste forskjellige synteser.

Åpningshistorikk: magnesiumforbindelser har vært kjent for mennesker i lang tid. Det latinske navnet på elementet kommer fra navnet på den gamle byen Magnesia i Lilleasia, i nærheten av hvilken det er forekomster av mineralet magnesit. Metallisk magnesium ble først oppnådd i 1808 av den engelske kjemikeren G. Davy. Som i tilfellet med andre aktive metaller natrium, kalium, kalsium, brukte Davy elektrolyse for å oppnå metallisk magnesium. Han utsatte for elektrolyse en fuktet blanding av hvit magnesia (sammensetningen inkluderte tilsynelatende magnesiumoksid MgO og magnesiumhydroksid Mg (OH) 2) og kvikksølvoksid HgO. Som et resultat mottok Davy et amalgam, en legering av et nytt metall med kvikksølv. Etter destillasjonen av kvikksølv gjensto et pulver av et nytt metall, som Davy kalte magnesium.

Magnesium Davy var ganske skittent, rent metallisk magnesium ble oppnådd for første gang i 1828 av den franske kjemikeren A. Bussy.

Å finne i naturen: magnesium et av de ti vanligste grunnstoffene i jordskorpen (8. plass). Den inneholder 2,35 vekt% magnesium. På grunn av den høye kjemiske aktiviteten forekommer ikke magnesium i fri form, men er en del av mange mineraler - silikater, aluminosilikater, karbonater, klorider, sulfater osv. Magnesium inneholder således utbredte silikater olivin (Mg, Fe) 2 og serpentin Mg 6 (OH) 8. Av stor praktisk betydning er slike magnesiumholdige mineraler som asbest, magnesitt, dolomitt MgCO 3 CaCO 3, bischofitt MgCl 2 6H 2 O, karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O, epsomitt MgSO 4 7H 2 O, kainitt KCl 3 MgSO 24 , astrakhanitt Na 2 SO 4 MgSO 4 4H 2 O, etc. Magnesium finnes i sjøvann (4 % Mg i den tørre resten), i naturlig saltlake og i mange underjordiske vann.

Kvittering: den vanlige industrielle metoden for å oppnå metallisk magnesium er elektrolyse av en smelte av en blanding av vannfrie magnesiumklorider MgCl 2, natrium NaCl og kalium KCl. I denne smelten gjennomgår magnesiumklorid elektrokjemisk reduksjon:

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

Det smeltede metallet tas med jevne mellomrom fra elektrolysebadet, og nye porsjoner av magnesiumholdige råvarer tilsettes det. Siden magnesium oppnådd på denne måten inneholder en relativt stor mengde - ca. 0,1% urenheter, om nødvendig, blir "rå" magnesium utsatt for ytterligere rensing. For dette formål brukes elektrolytisk raffinering, omsmelting i vakuum ved bruk av spesielle tilsetningsstoffer - flussmidler som "fjerner" urenheter fra magnesium, eller destillasjon (sublimering) av metallet i vakuum. Renheten til raffinert magnesium når 99,999 % og høyere.

En annen metode for å få magnesium er også utviklet - termisk. I dette tilfellet brukes koks for å redusere magnesiumoksid ved høy temperatur:

MgO + C = Mg + CO

eller silisium. Bruken av silisium gjør det mulig å få magnesium fra råvarer som CaCO 3 ·MgCO 3 dolomitt uten foreløpig separasjon av magnesium og kalsium. Med deltagelse av dolomitt oppstår reaksjoner:

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

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

Fordelen med den termiske prosessen er at den gjør det mulig å oppnå magnesium med høyere renhet. For å få magnesium brukes ikke bare mineralske råvarer, men også sjøvann.

Applikasjon: hoveddelen av det utvunne magnesiumet brukes til å produsere forskjellige lette magnesiumlegeringer. Sammensetningen av disse legeringene, i tillegg til magnesium, inkluderer som regel aluminium, sink, zirkonium. Slike legeringer er sterke nok og brukes i flykonstruksjon, instrumentproduksjon og til andre formål.

Den høye kjemiske aktiviteten til metallisk magnesium gjør det mulig å bruke det i magnesium-termisk produksjon av slike metaller som titan, zirkonium, vanadium, uran, etc. I dette tilfellet reagerer magnesium med oksid eller fluor av det resulterende metallet, for eksempel .

Den dominerende industrielle metoden for å oppnå magnesium er elektrolyse av en smelte av en blanding av MgCl 2

MgCl 2 Mg 2+ 2Cl -

Mg 2+ +2e Mg 0 2Cl - -2e Cl 2 0

2MgCl2 2Mg+ 2Cl2

smelte

i vannfri MgCl2, KCl, NaCl. For å oppnå smelten brukes dehydrert karnalitt eller bimofytt, samt MgCl 2 oppnådd ved klorering av MgO eller som avfall ved produksjon av Ti.

Elektrolysetemperatur 700-720 o C, grafittanoder, stålkatoder. Innholdet av MgCl 2 i smelten er 5-8%, med en reduksjon i konsentrasjon til 4%, produksjonen av magnesium ved strøm avtar, med en økning i konsentrasjonen av MgCl 2 over 8%, øker forbruket av elektrisitet. For å sikre det optimale innholdet av MgCl2, velg med jevne mellomrom en del av den brukte elektrolytten og tilsett frisk karnallitt eller MgCl2. Flytende magnesium flyter til overflaten av elektrolytten, hvorfra den tas med en vakuumøse. Ekstrahert magnesium rå inneholder 0,1 % urenheter. For å fjerne ikke-metalliske urenheter smeltes magnesium ned med flussmidler - klorider eller fluorider K, Ba, Na, Mg. Dyprensing utføres ved vakuumdestillasjon, sonesmelting, elektrolytisk raffinering. Resultatet er magnesium med en renhet på 99,999 %.

I tillegg til magnesium produserer elektrolyse også Cl 2 . I termiske metoder for fremstilling av magnesium brukes magnesit eller dolomitt som råmateriale, hvorfra MgO oppnås ved kalsinering. 2Mg+O 2 =2MgO. I retort- eller rotasjonsovner med grafitt- eller kullvarmere reduseres oksid til metall med silisium (silisiumtermisk metode) eller CaC 2 (karbidtermisk metode) ved 1280-1300 °C, eller karbon (karbotermisk metode) ved temperaturer over 2100 °C. I den karbotermiske metoden (MgO+C Mg+CO) blir den resulterende blandingen av CO og magnesiumdamp raskt avkjølt når den forlater ovnen med en inert gass for å forhindre en tilbakereaksjon med magnesium.

egenskapene til magnesium.

Fysiske egenskaper av magnesium.

Magnesium er et sølvhvitt skinnende metall, relativt mykt og formbart, en god leder av varme og elektrisitet. Nesten 5 ganger lettere enn kobber, 4,5 ganger lettere enn jern; selv aluminium er 1,5 ganger tyngre enn magnesium. Magnesium smelter ved en temperatur på 651 ° C, men under normale forhold er det ganske vanskelig å smelte det: oppvarmet i luft til 550 ° C, blusser det opp og brenner øyeblikkelig ut med en blendende lys flamme. En stripe magnesiumfolie kan enkelt settes i brann med en vanlig fyrstikk, og i en atmosfære av klor antennes magnesium spontant selv ved romtemperatur. Når du brenner magnesium, frigjøres en stor mengde ultrafiolette stråler og varme - for å varme et glass isvann til koking, trenger du bare å brenne 4 g magnesium.

Magnesium er lokalisert i hovedundergruppene i den andre gruppen av det periodiske systemet for elementer. Mendeleev. Serienummeret er 12, atomvekten er 24.312. Den elektroniske konfigurasjonen av magnesiumatomet i ueksitert tilstand er 1S 2 2S 2 P 6 3S 2; elektronene i det ytre laget er valens, i samsvar med dette viser magnesium valens II. I nær forbindelse med strukturen til elektronskallene til magnesiumatomet er dets reaktivitet. På grunn av tilstedeværelsen av bare to elektroner i det ytre skallet, har magnesiumatomet en tendens til å enkelt donere dem for å oppnå en stabil åtte-elektronkonfigurasjon; derfor er magnesium kjemisk svært aktivt.

Magnesium oksiderer i luft, men den resulterende oksidfilmen beskytter metallet mot ytterligere oksidasjon. Det normale elektroniske potensialet til magnesium i et surt miljø er -2,37V, i alkalisk - 2,69V. I fortynnede syrer løses magnesium opp allerede i kulde. I flussyre er den uløselig på grunn av dannelsen av en film av MgF 2-fluorid, som er tungt løselig i vann; nesten uløselig i konsentrert svovelsyre. Magnesium løses lett opp under påvirkning av løsninger av ammoniumsalter. Alkaliløsninger fungerer ikke på det. Magnesium kommer inn i laboratorier i form av pulver eller bånd. Hvis du setter fyr på en magnesiumtape, brenner den raskt ut med et blendende blits og utvikler høy temperatur. Magnesiumblitser brukes i fotografering, i produksjon av lysraketter. Kokepunktet for magnesium er 1107 o C, tetthet = 1,74 g / cm 3, atomradius 1,60 NM.

Kjemiske egenskaper av magnesium.

De kjemiske egenskapene til magnesium er ganske særegne. Den fjerner lett oksygen og klor fra de fleste grunnstoffer, er ikke redd for kaustiske alkalier, brus, parafin, bensin og mineraloljer. Magnesium samhandler nesten ikke med kaldt vann, men når det varmes opp, brytes det ned med frigjøring av hydrogen. I denne forbindelse inntar det en mellomposisjon mellom beryllium, som vanligvis ikke reagerer med vann, og kalsium, som lett interagerer med det. Reaksjonen er spesielt intens med vanndamp oppvarmet over 380 ° C:

Mg 0 (tv) + H 2 + O (gass) Mg + 2 O (tv) + H 2 0 (gass).

Siden produktet av denne reaksjonen er hydrogen, er det klart at det er uakseptabelt å slukke brennende magnesium med vann: en eksplosiv blanding av hydrogen og oksygen kan dannes og eksplodere. Det er umulig å slukke brennende magnesium og karbondioksid: magnesium gjenoppretter det til fritt karbon

2 mg 0 + C +4 O 2 2 mg +2 O+C 0 ,

Du kan stoppe tilgangen av oksygen til brennende magnesium ved å fylle det med sand, selv om magnesium interagerer med silisium (IV) oksid, men med mye mindre varmeavgivelse:

2Mg 0 + Si +4 O 2 \u003d 2Mg +2 O + Si 0

dette bestemmer muligheten for å bruke sand for å slukke silisium. Faren for at magnesium antennes under intens oppvarming er en av grunnene til at bruken som ingeniørmateriale er begrenset.

I den elektrokjemiske serie av spenninger er magnesium mye til venstre for hydrogen og reagerer aktivt med fortynnede syrer for å danne salter. I disse reaksjonene har magnesium egenskaper. Det oppløses ikke i flussyre, konsentrert svovelsyre og i en blanding av svovelsyre og i en blanding av salpetersyrer, som løser opp andre metaller nesten like effektivt som "regjerivann" (en blanding av HCl og HNO 3). Stabiliteten av magnesium til oppløsning i flussyre forklares enkelt: overflaten av magnesium er dekket med en film av magnesiumfluorid MgF 2 uløselig i flussyre. Motstanden til magnesium mot tilstrekkelig konsentrert svovelsyre og dens blanding med salpetersyre er vanskeligere å forklare, selv om årsaken i dette tilfellet ligger i passiveringen av magnesiumoverflaten. Magnesium interagerer praktisk talt ikke med løsninger av alkalier og ammoniumhydroksid. Men med løsninger av ammoniumsalter, skjer reaksjonen, selv om den er sakte, men:

2NH + 4 + Mg \u003d Mg 2+ + 2NH 3 + H 2

Denne reaksjonen er ikke overraskende. Denne reaksjonen er i hovedsak den samme som reaksjonen ved fortrengning av hydrogen fra syrer med metaller. I en definisjon er en syre et stoff som dissosieres for å danne hydrogenioner. Dette er hvordan NH4-ionet også kan dissosiere:

NH4 + NH3+H+

Mg 0 + 2HCl \u003d Mg +2 Cl 2 + H 0 2

2H + + Mg Mg 2+ + H 0 2

Når magnesium varmes opp i en halogenatmosfære, oppstår antennelse og dannelse av halogenidsalter.

Årsaken til antennelse er en veldig stor varmeavgivelse, som i tilfelle av reaksjonen av magnesium med oksygen. Ved dannelse av 1 mol magnesiumklorid fra magnesium og klor frigjøres således 642 kJ. Ved oppvarming kombineres magnesium med svovel (MgS), og med nitrogen (Mg 3 N 2). Ved forhøyet trykk og oppvarming med hydrogen danner magnesium magnesiumhydrid

Mg0 + H20 Mg +2 H2-.

Den høye affiniteten til magnesium til klor gjorde det mulig å skape en ny metallurgisk produksjon - "magnesium" - produksjon av metaller som et resultat av reaksjonen

MeCln + 0,5 nMg \u003d Me + 0,5 nMgCl 2

denne metoden produserer metaller som spiller en svært viktig rolle i moderne teknologi - zirkonium, krom, thorium, beryllium. Lett og slitesterk "space age metal" - nesten alt titan oppnås på denne måten.

Essensen av produksjonen er som følger: ved produksjon av metallisk magnesium ved elektrolyse av en smelte av magnesiumklorid, dannes klor som et biprodukt. Dette kloret brukes til å produsere titan (IV) klorid TiCl 4 , som reduseres av magnesium til metallisk titan

Ti +4 Cl 4 + 2 Mg 0 Ti 0 + 2 Mg + 2 Cl 2

Det resulterende magnesiumkloridet gjenbrukes til produksjon av magnesium, etc. Basert på disse reaksjonene fungerer titan-magnesium-planter. Sammen med titan og magnesium oppnås også andre produkter, som Bertolets salt KClO 3 , klor, brom og produkter - fiberplater og xylittiske plater, som vil bli diskutert nedenfor. I en slik integrert produksjon er bruksgraden av råvarer, lønnsomheten av produksjonen høy, og massen av avfall er ikke stor, noe som er spesielt viktig for å beskytte miljøet mot forurensning.

Navnet magnesia finnes i Leiden-papyrusen, som dateres tilbake til det tredje århundre. Davy i 1808 oppnådde en liten mengde uren magnesiummetall ved å elektrolysere hvit magnesia. I sin rene form ble dette metallet oppnådd først i 1829 av Bussy.

Hovedanvendelsesområdet for magnesium er bruken av metall som et lett strukturelt materiale. Legeringer av dette elementet brukes i økende grad i bil-, trykkeri- og tekstilindustrien. Disse legeringene kan brukes i produksjon av bilmotorhus, chassis og flykropper. Magnesium brukes ikke bare i luftfarten, det brukes også i produksjon av stiger, lasteplattformer, gangveier i dokker, heiser og transportbånd, i produksjon av optisk og fotografisk utstyr.

Magnesium spiller en viktig rolle i metallurgi. Det brukes som et reduksjonsmiddel i produksjonen av noen verdifulle og sjeldne metaller - titan, vanadium, zirkonium, krom. Kilder til elektrisk strøm, skapt på grunnlag av magnesium, utmerker seg ved en ganske høy verdi av den spesifikke energikarakteristikken, høye utladningsspenninger.

Magnesium, som et makroelement, spiller en enorm rolle i livet, noe som manifesteres i det faktum at elementet fungerer som en universell regulator av fysiologiske og biokjemiske prosesser i en levende organisme. Magnesium danner reversible bindinger med et stort antall organiske stoffer, og gir evnen til å metabolisere omtrent tre hundre enzymer, nemlig fosfofruktokinase, kreatinkinase, adenylatcyklase, proteinsynteseenzymer, K-Na-ATPase, Ca-ATPase, transmembran ionetransport, glykolyse , og andre. Magnesium er også nødvendig for å opprettholde strukturen til nukleinsyrer, enkelte proteiner og ribosomer. Mikroelementet deltar i proteinsyntese, oksidative fosforyleringsreaksjoner, dannelse av energirike fosfater, i utveksling av nukleinsyrer og lipider.

Biologiske egenskaper

Som du vet, inneholder grønne blader av planter klorofyll. De er ikke annet enn magnesiumholdige porfyrinkomplekser involvert i fotosyntesen.

Magnesium er blant annet også svært tett involvert i de biokjemiske prosessene til dyreorganismer. Enzyminitiering krever magnesiumioner, som er ansvarlige for omdannelsen av fosfater, samt for metabolismen av karbohydrater og for overføring av nerveimpulser. I tillegg er de også involvert i prosessen med muskelkontraksjon, som initieres av kalsiumioner.

Magnesium kontrollerer den normale funksjonen til myokardiocytter. Sporstoffet er av stor betydning i reguleringen av myokardets kontraktile funksjon. Magnesium er av spesiell betydning for funksjonen til ledningssystemet i hjertet og nervesystemet. En tilstrekkelig tilførsel av magnesium til kroppen bidrar til lett toleranse for stressende situasjoner, samt undertrykkelse av depresjon. Magnesium er også svært viktig for metabolismen av natrium, kalsium, fosfor, vitamin C og kalium. Magnesium interagerer godt med A-vitamin. Så du kan se at magnesium overvåker den normale funksjonen til ikke bare individuelle celler, men også hele delene av hjertet - ventriklene, atriene.

En ganske betydelig mengde magnesium finnes i korn (grovt mel, hvetekli) og i nøtter, aprikoser, tørkede aprikoser, dadler, kakao (pulver), plommer (svisker). Fisk (spesielt laks), brød med kli, soyabønner, nøtter, sjokolade, vannmeloner, frisk frukt (spesielt bananer) er også rike på magnesium. Magnesium finnes i korn (bokhvete, havregryn, hirse), belgfrukter (erter, bønner), tang, blekksprut, egg, kjøtt, brød (spesielt grov rug), grønt (spinat, persille, salat, dill), sitroner, grapefrukt, mandler, nøtter, halva (solsikke og tahini), epler.

Kroppen til en frisk voksen inneholder omtrent 140 g magnesium (som er 0,2 % av kroppsvekten). Det aksepterte inntaket av magnesium for voksne er 4 mg/kg. I gjennomsnitt er dette 350 mg/dag for menn og 280 mg/dag for kvinner. Menneskekroppens daglige behov for magnesium er omtrent 280-500 mg. Magnesiummangel i kroppen vil være forårsaket av å drikke alkohol, hypertermi, ta vanndrivende legemidler.

Magnesium er ikke giftig. Den dødelige dosen er ikke bestemt hos mennesker. Som et resultat av for store overdoser av magnesiumforbindelser (for eksempel syrenøytraliserende midler), er det fare for forgiftning. Ved å nå magnesiumkonsentrasjoner i blodet på 15-18% mg, oppstår anestesi.

Hvis du ønsker det, kan du utvinne magnesium selv fra vanlig brostein: Hver kilo stein som brukes til asfaltering av veier, er magnesiuminnholdet omtrent 20 gram. Men i slik produksjon er det imidlertid ikke behov ennå, fordi. magnesium, utvunnet fra veistein, ville bli for kostbart.

I én kubikkmeter sjøvann er magnesiuminnholdet omtrent 4 kilo. Generelt er mer enn 6·10 16 tonn av dette kjemiske elementet oppløst i vannet i verdenshavene.

Omtrent 90 % av pasientene som har hatt hjerteinfarkt har magnesiummangel, som øker i den mest akutte perioden av sykdommen.

Under fysisk anstrengelse øker menneskekroppens behov for magnesium betydelig, for eksempel hos idrettsutøvere under intens og lang trening, under ansvarlige idrettskonkurranser og i stressende situasjoner. Tapet av magnesium i menneskekroppen i slike situasjoner kan sammenlignes med graden av følelsesmessig eller fysisk stress.

For å sette fyr på magnesium, trenger du bare å ta med en tent fyrstikk til den, i en atmosfære av klor begynner magnesium å varmes opp selv mens du holder romtemperaturen. Når magnesium forbrennes, begynner en enorm mengde varme og ultrafiolette stråler å bli frigjort: fire gram av dette "drivstoffet" er nok til å koke et glass isvann.

Eksperimenter utført av ungarske forskere på dyr ga følgende informasjon. Mangelen på magnesium i en levende organisme øker skapningens disposisjon for hjerteinfarkt. En del av hundene fikk mat som var rik på salter av dette elementet, og den andre var fattig. På slutten av forsøket ble hunder som hadde for lite magnesium i kosten rammet av hjerteinfarkt.

Magnesium er ansvarlig for å beskytte kroppen mot prosessene forbundet med aldring og sykdom.

I eksperimenter med hvetevekster ble det bemerket at påvirkningen fra synske bidro til en økning i mengden magnesium i frøene.

Jo mer magnesium er inneholdt i kostholdet, jo lavere er sannsynligheten for onkologiske sykdommer i tykktarmen og endetarmen. Forskere tror at dette mikroelementet er i stand til å virke på tarmceller, mens de ikke lar dem vokse og degenerere.

Forholdet mellom menn og kvinner som lider av magnesiummangel er 1:3.

Forskere har vist at daglig inntak av magnesium i mengden 500-700 milligram reduserer nivået av triglyserider, samt kolesterol i blodet. Det mest fordøyelige stoffet i dette området er magnesiumglycinat, dets absorpsjon er ikke avhengig av surheten i magen, stoffet forårsaker ikke diaré, irriterer tarmene.

Ved magnesiummangel "tar" kroppen mikroelementet fra beinene, og det er grunnen til at det etter langvarig magnesiummangel er en sterk avsetning av kalsiumsalter på veggene i arterielle kar, i nyrene og hjertemuskelen.

Historie

Navnet magnesia finnes i Leiden-papyrusen, som dateres tilbake til det tredje århundre. Navnet kommer mest sannsynlig fra navnet på en by i fjellandskapet i Thessalia, fra byen Magnesia. I gamle tider ble magnetisk jernoksid kalt magnesiansk stein, og en magnet ble kalt magnes. Disse navnene gikk etter hvert over til latin og andre språk.

Mest sannsynlig førte den ytre likheten mellom pyrolusitt (mangandioksid) med magnetisk jernoksid til at magnesiansk stein, magnetis og magne ble navnet på mineraler og malmer av mørkebrun og mørk farge, og senere begynte andre mineraler å bli kalt dette. vei.

Ordet magnes (lat. Magnes) i alkymistisk litteratur betydde ikke én, men mange stoffer, for eksempel Heraclius-stein, kvikksølv, etiopisk stein. Mineraler som inneholder magnesium har også vært kjent siden antikken (jade, talkum, dolomitt, asbest og andre) og allerede på den tiden ble de mye brukt.

Men de ble ikke ansett som individuelle stoffer, det ble antatt at dette bare var modifikasjoner av andre, mye mer kjente mineraler, og oftest kalk. Studier av mineralvann i Epsom-kilden i England, som ble oppdaget i 1618, bidro til å fastslå det faktum at en spesiell metallisk base finnes i mineraler som inneholder magnesium, så vel som salter.

Vokst i 1695 fra Epsom-vann, bitter på smak, isolert fast salt, samtidig som det indikerer at dette saltet i sin natur er merkbart forskjellig fra alle andre salter. På 1700-tallet var mange fremtredende kjemiske analytikere engasjert i Epsom-salt, blant dem Black, og Bergman og Neumann, etc. Etter oppdagelsen av vannkilder som ligner på Epsom på det kontinentale Europa, begynte disse studiene å utfolde seg enda bredere.

Mest sannsynlig var det Neumann som var den første som foreslo å kalle Epsom salt (og det var magnesiumkarbonat) ikke svart (pyrolusitt), men hvit magnesia. Jorden med hvit magnesia (på den tiden er jorden et fast stoff) (eller "Magnesia alba"), som hadde navnet magnesia, dukket opp på Lavoisiers liste over enkle kropper, mens Lavoisier anså synonymet for denne jorden for å være " base av Epsom salt" (eller "base de sel d "Epsom"). I russisk litteratur fra første halvdel av 1800-tallet ble magnesia noen ganger kalt bitter jord.

Davy i 1808 oppnådde en liten mengde uren magnesiummetall ved å elektrolysere hvit magnesia. I sin rene form ble dette metallet oppnådd først i 1829 av Bussy. Først foreslo Davy å kalle det nye grunnstoffet og det nye metallet magnesium (lat. Magnium), men på ingen måte magnesia, som på den tiden betydde metallbasen til pyrolusitt (lat. Magnesium).

Etter at navnet på svart magnesia ble endret over tid, foretrakk imidlertid Davy å kalle metallet for magnesia igjen. Jeg vil merke meg at navnet "magnesium" i utgangspunktet bare overlevde på russisk, dette skjedde bare takket være læreboken til Hess. Forskere på begynnelsen av 1800-tallet foreslo flere forskjellige varianter av navnet, for eksempel magnesia, bitter jord (Shcheglov), magnesia (Frykt).

Å være i naturen

Jordskorpen er ganske rik på magnesium, magnesiuminnholdet i den er mer enn 2,1 vekt%. Bare 6 elementer i det periodiske systemet for kjemiske elementer til Dmitry Ivanovich Mendeleev finnes på planeten vår oftere enn magnesium. Magnesium finnes i omtrent to hundre mineraler. Men de får det for det meste fra bare tre - karnallitt, magnesitt og dolomitt.

Magnesium er tilstede i krystallinske bergarter i form av uløselig karbonat eller sulfat, i tillegg (men i en mye mindre tilgjengelig form) i form av silikater. Beregningen av det totale magnesiuminnholdet avhenger i stor grad av den geokjemiske modellen som brukes i praksis, og spesifikt av vektforholdet mellom sedimentære og vulkanske bergarter. For øyeblikket brukes verdier på 2% -13,3%. Mest sannsynlig er verdien på 2,76% ansett som den mest akseptable, fordi den setter magnesium i den sjette vanligste etter kalsium, som (4,66%) og før kalium (1,84%) og natrium (2,27%).

Den russiske føderasjonen har de rikeste forekomstene av magnesit, som ligger i Orenburg-regionen (Khalilovskoye) og i Midt-Ural (Satka-forekomsten). I området Solikamsk utvikles verdens største forekomst av et av de viktigste magnesiummineralene, karnallitt. Dolomitt regnes som det vanligste magnesiumholdige mineralet; det finnes oftest i Moskva- og Leningrad-regionene, Donbass og mange andre steder.

Betydelige landområder, som Dolomittene i det som nå er Italia, består hovedsakelig av et mineral kalt dolomitt MgCa(CO3)2. På slike steder kan man også møte sedimentære magnesiummineraler: karnallitt K2MgCl4 6H2O, magnesitt MgCO3, langbeinitt K2Mg2(SO4)3, epsomitt MgSO4 7H2O.

Enorme reserver av magnesium er tilstede i vannet i havene og havet, så vel som i sammensetningen av naturlig saltlake. I noen stater er det disse vannet som er det viktigste råstoffet for produksjon av magnesium. Blant alle de metalliske grunnstoffene når det gjelder innhold i vannet i hav og hav, er magnesium nest etter natrium. Det er omtrent fire kilo magnesium i en kubikkmeter sjøvann. Magnesium er også tilstede i ferskvann, sammen med kalsium, som bestemmer hardheten.

De viktigste typene for å finne magnesiumråvarer er:

- sjøvann - (Mg 0,12-0,13%)
- bischofitt - MgCl2. 6H2O (Mg 11,9 %)
- karnalitt - MgCl2 KCl 6H2O (Mg 8,7%)
- brucitt - Mg (OH) 2 (Mg 41,6%).
- epsomitt - MgSO4 7H2O (Mg 16,3%)
- kieseritt - MgSO4 H2O (Mg 17,6 %)
- kainitt - KCl MgSO4 3H2O (Mg 9,8 %)
- dolomitt - CaCO3 MgCO3 (Mg 13,1%)
- magnesitt - MgCO3 (Mg 28,7 %)

Magnesianske salter finnes i enorme mengder blant saltforekomstene til selvopprettholdende innsjøer. I mange land er forekomster av karnallitt kjent - fossile sedimentære salter.

Magnesit dannes hovedsakelig under hydrotermiske forhold, den tilhører hydrotermiske avsetninger med en gjennomsnittstemperatur. Dolomitt er også en svært viktig magnesiumråvare. Dolomittforekomster av dolomitt er vanlige og reservene deres er enorme. De er ofte assosiert med karbonatlag, hvorav de fleste er permiske eller prekambriske i alder. Dolomittavsetninger dannes ved sedimentering, men de kan også oppstå når hydrotermiske løsninger virker på kalkstein, samt overflate- eller grunnvann.

Typer magnesiumavleiringer

- Sjøvann
- Fossile mineralforekomster (kalium-magnesianske og magnesianske salter)
- Naturlige karbonater (magnesitt og dolomitt)
- Pickles (saltlake fra saltsjøer)

applikasjon

Magnesium er det letteste strukturelle materialet som brukes i industriell skala. Tettheten til magnesium (1,7 g/cm3) er mindre enn to tredjedeler av aluminium. Magnesiumlegeringer veier fire ganger mindre enn stål. Magnesium egner seg blant annet godt til bearbeiding, og kan også støpes eller omarbeides ved en hvilken som helst av standard metallbearbeidingsmetoder (stempling, valsing, tegning, smiing, nagling, sveising, lodding). Det er derfor det viktigste bruksområdet for magnesium er bruken av metall som et lett strukturelt materiale.

De mest brukte legeringene av magnesium med mangan, aluminium og sink. Hver komponent i denne serien gir sitt eget bidrag til legeringens generelle egenskaper: sink og aluminium er i stand til å gjøre legeringen mer holdbar, mangan øker legeringens anti-korrosjonsegenskaper. Magnesium gjør legeringen lett, deler laget av magnesiumlegering er 20%-30% lettere enn aluminium og 50%-75% lettere enn støpejerns- og ståldeler. Legeringer av dette elementet brukes i økende grad i bil-, trykkeri- og tekstilindustrien.

Magnesiumbaserte legeringer inneholder typisk mer enn 90 % magnesium, i tillegg 2 % til 9 % aluminium, 1 % til 3 % sink og 0,2 % til 1 % mangan. Ved høye temperaturer (opptil ca. 450 ° C) forbedres styrken til legeringen merkbart i prosessen med legering med sjeldne jordmetaller (for eksempel neodym og praseodym) eller thorium. Disse legeringene kan brukes i produksjon av bilmotorhus, chassis og flykropper. Magnesium brukes ikke bare i luftfarten, det brukes også i produksjon av stiger, lasteplattformer, gangveier i dokker, heiser og transportbånd, i produksjon av optisk og fotografisk utstyr.

Magnesiumlegeringer er mye brukt i flykonstruksjon. Tilbake i 1935 ble Sergo Ordzhonikidze-flyet designet i Sovjetunionen, som besto av nesten 80 % magnesiumlegeringer. Dette flyet tålte alle tester, det ble operert i lang tid under vanskelige forhold. Atomreaktorer, raketter, motordeler, olje- og bensintanker, karosserier til biler, vogner, busser, hjul, jackhammere, oljepumper, pneumatiske øvelser, kino og kameraer, kikkerter - alt dette er en kort liste over deler, instrumenter og sammenstillinger, i produksjonen som bruker magnesiumlegeringer.

Magnesium spiller en viktig rolle i metallurgi. Det brukes som et reduksjonsmiddel i produksjonen av noen verdifulle og sjeldne metaller - titan, vanadium, zirkonium, krom. Hvis magnesium tilføres smeltet støpejern, modifiseres støpejernet umiddelbart, dvs. dens struktur forbedres og mekaniske egenskaper øker. Støpegods kan lages av slikt modifisert støpejern, som med hell vil erstatte stålsmiing. I metallurgi brukes magnesium til å deoksidere legeringer og stål.

Mange magnesiumforbindelser er også mye brukt, spesielt dets oksid, sulfat og karbonat.

Magnesium i form av et rent metall og dets kjemiske forbindelser (perklorat, bromid) brukes i produksjonen av svært kraftige elektriske reservebatterier (for eksempel svovel-magnesiumcelle, magnesium-perkloratcelle, kobber-magnesiumkloridcelle, magnesium- vanadiumcelle, bly-magnesiumkloridcelle, klorid-sølv-magnesiumelement, etc.), samt tørre elementer (vismut-magnesiumelement, mangan-magnesiumelement, etc.). Kilder til elektrisk strøm, skapt på grunnlag av magnesium, utmerker seg ved en ganske høy verdi av den spesifikke energikarakteristikken, høye utladningsspenninger. Nylig, i en rekke stater, har problemet med å lage et oppladbart batteri med lang levetid blitt forverret. Empiriske data tillot oss å hevde at magnesium gir store muligheter for bred bruk (tilgjengelighet av råvarer, høy energi, miljøvennlighet).

Produksjon

Metallmagnesium oppnås på to måter: elektrolytisk og elektrotermisk (eller metallotermisk). Som navnene på metodene tilsier, er en elektrisk strøm tilstede i begge prosessene. Men i det andre tilfellet reduseres elektrisitetens rolle bare til oppvarming av reaksjonsapparatet, mens magnesiumoksid, som ble oppnådd fra mineraler, reduseres med et av reduksjonsmidlene, for eksempel aluminium, kull, silisium. Denne metoden er ganske lovende, de siste årene har den blitt stadig mer brukt. Ikke desto mindre er den første metoden fortsatt den viktigste industrielle metoden for å oppnå magnesium, dvs. elektrolytisk.

Magnesium produseres i store mengder ved elektrolyse av en smelte av blandinger av magnesium-, natrium- og kaliumklorider eller ved silisiumtermisk reduksjon. Den elektrolytiske prosessen bruker enten vannfritt smeltet magnesiumklorid MgCl2 (ved 750°C) eller (ved lavere temperatur) magnesiumklorid delvis hydrert og isolert fra sjøvann. Prosentandelen av magnesiumklorid i denne smelten er ca. 5-8%. Sammen med en reduksjon i konsentrasjonen avtar også produksjonen av magnesium ved elektrisk strøm, med en økning i konsentrasjonen øker forbruket av elektrisitet. Prosessen foregår i spesialpreparerte elektrolysebad. Smeltet magnesium flyter til overflaten av badekaret, og derfra tas det ut med en vakuumøse fra tid til annen, og deretter helles magnesium i former.

Etter alt dette blir magnesium renset ved omsmelting med flussmidler, så vel som ved sonesmelting eller sublimering i vakuum. Det er en mulighet for magnesium på to måter: sublimering i vakuum eller omsmelting og flukser. Betydningen av sistnevnte metode er velkjent: flukser, dvs. spesielle tilsetningsstoffer som interagerer med urenheter, som et resultat, gjør dem til forbindelser som lett skilles mekanisk fra metallet. På en vakuumsublimering, dvs. den første metoden krever mye mer avansert utstyr, men ved å bruke denne metoden kan mye renere magnesium oppnås.

Sublimering utføres i spesielle enheter under vakuum, disse er stål sylindriske retorter. "Chernovoi", dvs. metallet som har gjennomgått primærbehandling legges på bunnen av en slik retort, deretter lukkes den, hvoretter luften pumpes ut. Deretter varmes den nedre delen av retorten opp, mens den øvre delen avkjøles hele tiden ved hjelp av uteluft. Virkningen av høy temperatur påvirker det faktum at magnesium begynner å sublimere, dvs. å gå over i gassform, mens stoffet går utenom flytende tilstand. Magnesiumdamp stiger og begynner å kondensere på de kalde veggene på toppen av retorten. Denne metoden gjør det mulig å oppnå spesielt rent metallisk magnesium, hvis magnesiuminnhold overstiger 99,99%.

Termiske metoder for å produsere magnesium krever dolomitt eller magnesit som råmateriale, hvorfra MgO-oksid oppnås ved kalsinering. I rotasjons- eller retortovner med karbon- eller grafittvarmere reduseres dette oksidet av silisium til metall (med den silikotermiske metoden) eller til Ca2 (med den karbid-termiske metoden) ved en temperatur på 1280-1300 ° C, eller med karbon ( med den karbotermiske metoden) ved en temperatur over 2100 °C. I den siste karbotermiske prosessen (MgO + C = Mg + CO) dannes det en blanding av karbonmonoksid og magnesiumdamp, som raskt avkjøles med en inert gass under dens utgang fra ovnen for å forhindre omvendt reaksjon av magnesium med karbonmonoksid (CO).

Fysiske egenskaper

Magnesium er et skinnende, sølvhvitt metall, duktilt og formbart, og relativt mykt. Styrken og hardheten til magnesium for støpte prøver er minimal i prevalens, høyere for pressede prøver. Magnesium er nesten fem ganger lettere enn kobber og fire og en halv ganger lettere enn jern. Selv, som det kalles, er det "vingede" metallaluminiumet halvannen ganger tyngre enn magnesium.

Smeltepunktet for magnesium er ikke så høyt som for noen andre metaller og er bare 650 ° C, men det er ganske vanskelig å smelte magnesium under normale forhold: når det varmes opp i en luftatmosfære til en temperatur på 550 ° C, magnesium blusser opp og brenner umiddelbart ut med en veldig lys blendende flamme (Denne egenskapen til magnesium er veldig mye brukt i produksjon av pyroteknikk). For å sette fyr på dette metallet, trenger du bare å ta med en tent fyrstikk til det; i en atmosfære av klor begynner magnesium å varmes opp selv mens det opprettholdes romtemperatur. Når magnesium forbrennes, begynner en enorm mengde varme og ultrafiolette stråler å bli frigjort: fire gram av dette "drivstoffet" er nok til å koke et glass isvann.

Metallisk magnesium har et sekskantet krystallgitter. Kokepunktet for magnesium er 1105 ° C, tettheten til metallet er 1,74 g / cm3 (dermed er magnesium et veldig lett metall, lettere enn bare kalsium, så vel som alkalimetaller). Magnesium har et standard elektrodepotensial Mg/Mg2+ på -2,37V. Blant en rekke standardpotensialer er den plassert foran aluminium og bak natrium. Atomradiusen til magnesium er 1,60Å og ioneradiusen er Mg2+ 0,74Å.

Overflaten av magnesium er alltid dekket med en tett oksidfilm av MgO-oksid, som under normale forhold beskytter metallet mot ødeleggelse. Først når den varmes opp til temperaturer over 600°C begynner den å brenne i luft. Magnesium brenner og sender ut sterkt lys, som i sin spektrale sammensetning er nær solen. Det er grunnen til at fotografer i dårlig lys pleide å fotografere i lyset av brennende magnesiumtape.

Den termiske ledningsevnen til metall ved romtemperatur 20 °C er 156 W/(m.K). Høyrent magnesium er formbart, det er godt presset, metallet er utmerket for kutting og rulling. Den spesifikke varmekapasiteten til metallet (ved romtemperatur 20 °C) er 1,04 103 J/(kg K), eller 0,248 cal/(g °C).

For magnesium bestemmes den termiske koeffisienten for lineær ekspansjon (fra 0 til 550 ° C) av ligningen 25,0 10-6 + 0,0188 t. Metallet har en spesifikk elektrisk motstand (ved romtemperatur 20 °C) lik 4,5 10-8 ohm m (4,5 μΩ cm). Magnesium er et paramagnetisk metall, dets spesifikke magnetiske følsomhet er +0,5·10-6.

Magnesium er et relativt duktilt og mykt metall, de mekaniske egenskapene til magnesium er i stor grad avhengig av metoden for bearbeiding av dette metallet. For eksempel, ved en romtemperatur på 20 ° C, kan egenskapene til henholdsvis deformert og støpt magnesium karakteriseres av følgende indikatorer: Brinell hardhet 35,32 107 n/m2 (30 og 36 kgf/mm2) og 29,43 107, utbytte styrke 8,83 107 n/m2 (2,5 og 9,0 kgf/mm2) og 2,45 107, strekkfasthet 19,62 107 n/m2 (11,5 og 20,0 kgf/mm2) og 11,28 107, forlengelse 11,05 % og 8,05 %.

Magnesiumdamptrykk (i mm Hg) er:

- 0,1 (ved 510 °C)
- 1 (ved 602 °C)
- 10 (ved 723°C)
- 100 (ved 892 °C)

Den spesifikke varmekapasiteten til magnesium ved konstant trykk er (i J/g K):

- 0,983 (ved 25 °C)
- 1,6 (ved 100 °C)
- 1,31 (ved 650 °C)

Standardentalpien for formasjonen er ΔH (298 K, kJ/mol): 0 (t) og standard Gibbs formasjonsenergi er ΔG (298 K, kJ/mol): 0 (t). Standardentropien S for dannelsen er (298 K, J/mol K): 32,7 (t), mens standard molar varmekapasitet for magnesium Cp (298 K, J/mol K) er 23,9 (t). Smelteentalpien til metallet ΔHm (kJ/mol) er 9,2, og entalpien for kokende ΔHboil (kJ/mol) er 131,8.

Kjemiske egenskaper

2Mg + O2 = 2MgO.

Sammen med oksidet begynner magnesiumnitrid Mg3N2 å dannes:

3Mg + N2 = Mg3N2.

Magnesium reagerer ikke med kaldt vann (mer presist, det reagerer ekstremt sakte), men det reagerer med varmt vann, og danner et hvitt løst bunnfall av Mg (OH) 2-hydroksid:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2.

Hvis du setter fyr på en stripe magnesium og senker den ned i et glass vann, fortsetter brenningen av metallet fortsatt. I dette tilfellet antennes hydrogenet som frigjøres som følge av interaksjon med magnesiumvann umiddelbart i luften. Magnesium kan også brenne i karbondioksid:

2Mg + CO2 = 2MgO + C.

Magnesiums evne til å fortsette å brenne både i en atmosfære av karbondioksid og i vann kompliserer i stor grad forsøk på å slukke branner der strukturer laget av magnesium eller dets legeringer begynner å brenne.

MgO - magnesiumoksid, er et løst hvitt pulver som ikke reagerer med vann. En gang ble det kalt brent magnesia eller ganske enkelt magnesia. Dette oksydet har de viktigste egenskapene, det reagerer med en rekke syrer, for eksempel:

MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O.

Basen som tilsvarer dette Mg(OH)2-oksidet er en base med middels styrke, men praktisk talt uløselig i vann. Du kan få det for eksempel ved å tilsette alkali til en løsning av et av magnesiumsaltene:

2NaOH + MgSO4 = Mg(OH)2 + Na2S04.

Fordi magnesiumoksid i interaksjon med vann danner ikke alkalier, og basen Mg (OH) 2 har ikke alkaliske egenskaper, magnesium tilhører ikke jordalkalimetaller, i motsetning til slike elementer i gruppen som kalsium, strontiumbarium.

Metallisk magnesium reagerer med halogener ved romtemperatur, for eksempel brom:

Mg + Br2 = MgBr2.

Etter oppvarming reagerer magnesium med svovel og danner magnesiumsulfid:

Mg + S = MgS.

Hvis en blanding av koks og magnesium kalsineres i en inert atmosfære, dannes magnesiumkarbid, hvis sammensetning er Mg2C3 (det skal bemerkes at den nærmeste "gruppe"-naboen til magnesium, dvs. kalsium, danner et karbid med sammensetningen CaC2 under lignende forhold). I prosessen med dekomponering av magnesiumkarbid med vann dannes propyn - en homolog av acetylen (C3H4):

Mg2C3 + 4Н2О = 2Mg(OH)2 + С3Н4.

Det er derfor Mg2C3 ofte refereres til som magnesiumpropylen.

Oppførselen til magnesium har lignende egenskaper med oppførselen til et slikt alkalimetall som litium (for eksempel den diagonale likheten til elementene i tabellen til Dmitry Ivanovich Mendeleev). Både magnesium og litium reagerer med nitrogen (magnesium reagerer med nitrogen etter oppvarming), og resultatet er dannelsen av magnesiumnitrid:

3Mg + N2= Mg3N2.

Magnesiumnitrid, som litiumnitrid, spaltes lett av vann:

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

I magnesium kommer likheten med litium også til uttrykk ved at magnesiumkarbonat MgCO3 og magnesiumfosfat Mg3 (PO4) 2 i vann er lite løselige, akkurat som litiumsalter tilsvarende disse forbindelsene.

Magnesium bringer kalsium nærmere det faktum at tilstedeværelsen av løselige bikarbonater av disse elementene i vann påvirker hardheten til vannet. Hardheten forårsaket av Mg(HCO3)2 - magnesiumbikarbonat er midlertidig. I kokeprosessen brytes magnesiumbikarbonat ned, som et resultat av at dets hovedkarbonat - (MgOH) 2CO3 - magnesiumhydroksokarbonat utfelles:

2Mg(HCO3)2 = (MgOH)2CO3 + 3CO2 + H2O

Magnesium - (lat. Magnesium), Mg (les "magnesium"), et kjemisk element av gruppe IIA fra den tredje perioden av Mendeleevs periodiske system, atomnummer 12, atommasse 24.305. Naturlig magnesium består av tre stabile nuklider: 24 Mg (78,60 % i masse), 25 Mg (10,11 %) og 26 Mg (11,29 %). Den elektroniske konfigurasjonen av et nøytralt atom er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2, ifølge hvilken magnesium i stabile forbindelser er toverdig (oksidasjonstilstand +2). Magnesium tilhører jordalkalimetallene.

Historien om oppdagelsen av magnesium

Magnesiumforbindelser har vært kjent for mennesker i lang tid. Det latinske navnet på elementet kommer fra navnet på den gamle byen Magnesia i Lilleasia, i nærheten av hvilken det er forekomster av mineralet magnesit.

På 1600-tallet en ny periode begynte i kjemisk vitenskaps historie. Det var i denne perioden at det skjedde et funn som i stor grad forutså oppdagelsen av grunnstoffet magnesium. I 1695 fikk N. Gro, ved å fordampe mineralvannet fra Epsom-kilden (England), et salt som hadde en bitter smak og en avføringseffekt. Noen år senere viste det seg at når det samhandlet med "permanent alkali" (som brus og kalium ble kalt på den tiden), danner dette saltet et hvitt sprøtt pulver. Nøyaktig det samme pulveret ble oppnådd ved å kalsinere et mineral som finnes i nærheten av den greske byen Magnesia. For denne likheten kalles Epsom salt hvit magnesia.

I 1808 oppnådde Humphry Davy, ved elektrolyse av lett fuktet hvit magnesia med kvikksølvoksid, et amalgam av et nytt metall, som snart ble isolert fra det og kalt magnesium. Riktignok var magnesium mottatt av Davy forurenset med urenheter; det første virkelig rene magnesium ble oppnådd av A. Bussy i 1829

Finne magnesium i naturen

Jordskorpen er rik på magnesium - den inneholder mer enn 2,1% av dette grunnstoffet. Bare seks grunnstoffer i det periodiske systemet finnes oftere på jorden enn magnesium. Det er en del av nesten to hundre mineraler. Men de får det hovedsakelig fra tre - magnesitt, dolomitt og karnallitt.

Store mengder magnesium finnes i sjøvann. Hovedtypene for å finne magnesianske råvarer er:

sjøvann - (Mg 0,12-0,13%),
karnalitt - MgCl 2 KCl 6H 2 O (Mg 8,7 %),
bischofitt - MgCl2 6H2O (Mg 11,9%),
kieseritt - MgSO 4 H 2 O (Mg 17,6 %),
epsomitt - MgSO 4 7H 2 O (Mg 16,3%),
kainitt - KCl MgSO 4 3H 2 O (Mg 9,8 %),
magnesitt - MgCO 3 (Mg 28,7 %),
dolomitt - CaCO 3 MgCO 3 (Mg 13,1%),
brucitt - Mg (OH) 2 (Mg 41,6%).

Magnesianske salter finnes i store mengder i saltforekomstene til selvopprettholdende innsjøer. Forekomster av fossile salter av karnallitt av sedimentær opprinnelse er kjent i mange land.

Magnesitt dannes hovedsakelig under hydrotermiske forhold og tilhører middels temperatur hydrotermiske avsetninger. Dolomitt er også en viktig magnesiumråvare. Dolomittforekomster er utbredt, reservene deres er enorme. De er assosiert med karbonatlag og de fleste av dem er av prekambrisk eller permisk alder. Dolomittavsetninger dannes ved sedimentering, men kan også oppstå når kalkstein utsettes for hydrotermiske løsninger, grunnvann eller overflatevann.

Magnesium finnes i følgende typer forekomster:

Fossile mineralforekomster (magnesianske og kalium-magnesianske salter)
Sjøvann
Pickles (saltlake av saltsjøer)
Naturlige karbonater (dolomitt og magnesitt)

Får magnesium

Metall oppnås på to måter - elektrotermisk (eller metallotermisk) og elektrolytisk. Som navnene antyder, involverer begge prosessene elektrisitet. Men i det første tilfellet reduseres dens rolle til oppvarming av reaksjonsapparatet, og magnesiumoksid oppnådd fra mineraler reduseres med et slags reduksjonsmiddel, for eksempel kull, silisium, aluminium. Denne metoden er ganske lovende, de siste årene har den blitt stadig mer brukt. Imidlertid er den viktigste industrielle metoden for å oppnå magnesium den andre, elektrolytisk.

Elektrolytten er en smelte av vannfrie klorider av Mg, kalium og natrium; metallisk magnesium frigjøres på jernkatoden, og kloridioner slippes ut på grafittanoden. Prosessen foregår i spesielle elektrolysebad. Det smeltede magnesiumet flyter til overflaten av badekaret, hvorfra det fra tid til annen tas med en vakuumøse og deretter helles i former.

Men prosessen slutter ikke der: det er fortsatt for mange urenheter i slikt magnesium.

Derfor er det andre trinnet uunngåelig - rensing av magnesium. Magnesium kan raffineres på to måter - ved omsmelting og flussing eller ved sublimering i vakuum. Betydningen av den første metoden er velkjent: spesielle tilsetningsstoffer - flussmidler - interagerer med urenheter og gjør dem til forbindelser som er lette å skille fra metallet mekanisk. Den andre metoden - vakuumsublimering - krever mer sofistikert utstyr, men den produserer mer rent magnesium. Sublimering utføres i spesielle vakuumapparater - stål sylindriske retorter. "Draft"-metallet plasseres i bunnen av retorten, det lukkes og luften pumpes ut. Deretter varmes den nedre delen av retorten opp, mens den øvre delen hele tiden avkjøles av uteluft. Under påvirkning av høy temperatur sublimerer magnesium - det går over i en gassform og omgår den flytende tilstanden. Dens damp stiger og kondenserer på de kalde veggene i den øvre delen av retorten.

På denne måten kan man få et veldig rent metall som inneholder over 99,99 % magnesium.

Fysiske egenskaper magnesium

Metallet er 5 ganger lettere enn kobber, 4,5 ganger lettere enn jern; selv aluminium er 1,5 ganger tyngre enn magnesium.

Magnesium er et sølvhvitt metall med et sekskantet gitter (a=3,21 Å c=5,21 Å). Under normale forhold er overflaten av magnesium dekket med en sterk beskyttende film av magnesiumoksid MgO, som ødelegges ved oppvarming i luft til ca. 600 ° C, hvoretter metallet brenner med en blendende hvit flamme for å danne magnesiumoksid og nitrid Mg 3N2.

Tettheten av magnesium ved 20 ° C er 1,74 g / cm³, smeltepunktet til metallet t pl \u003d 650 ° C, kokepunktet er t kip \u003d 1105 ° C, termisk ledningsevne ved 20 ° C er 156 W / (m K). Magnesium med høy renhet er formbart, godt presset, valset og maskinelt.

Når du brenner magnesium, frigjøres en stor mengde ultrafiolette stråler og varme - for å varme et glass isvann til koking, trenger du bare å brenne 4 g magnesium.

Magnesium er eksplosivt og brannfarlig

Arbeid med magnesiumlegeringer forårsaker noen ganger mye trøbbel - magnesium oksideres lett. Smelting og støping av disse legeringene må utføres under et slagglag - ellers kan det smeltede metallet ta fyr ved kontakt med luft.

Ved sliping eller polering av magnesiumprodukter må det installeres en støvavsugsanordning over maskinen, fordi de minste partiklene av magnesium som sprayes i luften danner en eksplosiv blanding.

Dette betyr imidlertid ikke at ethvert arbeid med magnesium er beheftet med fare for brann eller eksplosjon. Magnesium kan bare antennes ved å smelte det, men det er ikke så lett å gjøre dette under normale forhold - den høye termiske ledningsevnen til legeringen vil ikke tillate en fyrstikk eller til og med en lommelykt å gjøre støpte produkter til hvitt oksidpulver. Men med spon eller en tynn teip av magnesium, må du virkelig håndtere det veldig forsiktig.

Kjemiske egenskaper av magnesium

De kjemiske egenskapene til magnesium er ganske særegne. Den fjerner lett oksygen og klor fra de fleste grunnstoffer, er ikke redd for kaustiske alkalier, brus, parafin, bensin og mineraloljer. Samtidig tolererer det ikke virkningen av sjø- og mineralvann i det hele tatt og løses raskt opp i dem. Nesten uten å reagere med kaldt ferskvann, fortrenger den hydrogen fra varmt vann.

En blanding av pulverisert magnesium med kaliumpermanganat KMnO 4 - eksplosiv

Varmt magnesium reagerer med vann:
Mg (forfall) + H 2 O \u003d MgO + H 2;
Alkalier virker ikke på magnesium, det løses lett opp i syrer med frigjøring av hydrogen:
Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2;
Når det varmes opp i luft, brenner magnesium for å danne et oksid; en liten mengde nitrid kan også dannes med nitrogen:
2Mg + O2 \u003d 2MgO;
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2

Siden magnesiumoksid MgO ikke danner alkalier når det interagerer med vann, og magnesiumbasen Mg (OH) 2 ikke har alkaliske egenskaper, er magnesium, i motsetning til sine "ledsager" - kalsium, strontium og barium, ikke blant jordalkalimetallene.

Metallmagnesium ved romtemperatur reagerer med halogener, for eksempel med brom:

Mg + Br 2 \u003d MgBr 2.

Ved oppvarming reagerer magnesium med svovel og gir magnesiumsulfid:

Hvis en blanding av magnesium og koks kalsineres i en inert atmosfære, dannes magnesiumkarbid med sammensetningen Mg 2 C 3 (det skal bemerkes at den nærmeste naboen til magnesium i gruppen - kalsium - under lignende forhold danner et karbid av sammensetning CaC2). Når magnesiumkarbid spaltes med vann, dannes en acetylenhomolog - propyn C 3 H 4:

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

Derfor kan Mg 2 C 3 kalles magnesiumpropylen.

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.

Som litiumnitrid, spaltes magnesiumnitrid lett av vann:

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

Magnesium ligner også på litium ved at dets karbonat MgCO 3 og fosfat Mg 3 (PO 4) 2 er dårlig løselig i vann, det samme er de tilsvarende litiumsaltene.

Magnesium ligner kalsium ved at tilstedeværelsen av løselige bikarbonater av disse elementene i vann bestemmer hardheten til vannet. Som med kalsiumbikarbonat, er hardheten forårsaket av magnesiumbikarbonat Mg(HCO3) 2 midlertidig. Ved koking spaltes magnesiumbikarbonat Mg (HCO 3) 2 og dets viktigste karbonat utfelles - magnesiumhydroksokarbonat (MgOH) 2 CO 3:

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

Magnesiumperklorat Mg(ClO 4) 2, som interagerer kraftig med vanndamp, brønntørrende luft eller annen gass som passerer gjennom laget. I dette tilfellet dannes et sterkt krystallinsk hydrat av Mg(ClO 4) 2 ·6H 2 O. Dette stoffet kan dehydreres igjen ved oppvarming i vakuum til en temperatur på ca. 300°C. Magnesiumperklorat ble gitt navnet "anhydron" for dets tørkemiddelegenskaper.

Effekten av magnesium på menneskekroppen

Magnesium er et av de viktige biogene elementene som finnes i betydelige mengder i vevet til dyr og planter. Magnesium er en kofaktor i mange enzymatiske reaksjoner. Magnesium er nødvendig for omdannelsen av kreatinfosfat til ATP - et nukleotid som er en universell energileverandør i levende celler i kroppen. Derfor er magnesium elementet som styrer kroppens energi. Magnesium er essensielt i alle stadier av proteinsyntesen. Det er også fastslått at 80-90% av moderne mennesker lider av magnesiummangel. Dette kan vise seg på mange måter: søvnløshet, kronisk tretthet, osteoporose, leddgikt, fibromyalgi, migrene, muskelkramper og spasmer, hjertearytmi, forstoppelse, premenstruelt syndrom (PMS) og andre symptomer og sykdommer. Og ved hyppig bruk av avføringsmidler, alkohol, stort psykisk og fysisk stress øker behovet for magnesium.

Statistikk sier at innbyggere i områder med varmere klima opplever spasmer i blodkar sjeldnere enn nordboere. Medisin forklarer dette med de ernæringsmessige egenskapene til begge. Tross alt er det kjent at intravenøse og intramuskulære infusjoner av løsninger av visse magnesiumsalter lindrer spasmer og kramper. Frukt og grønnsaker bidrar til å samle den nødvendige tilførselen av disse saltene i kroppen. Aprikoser, fersken og blomkål er spesielt rike på magnesium. Det er det i vanlig kål, poteter, tomater.

I følge resultatene fra nyere studier er magnesiumsitrat funnet å være det mest fordøyelige magnesiumholdige produktet.

Kroppen trenger magnesium for å absorbere kalsium. En av de mest biologisk passende kildene til magnesium for transkutan (perkutan) absorpsjon er mineralet bischofitt, som er mye brukt til medisinsk rehabilitering, fysioterapi og spa-behandling.

For noen år siden valgte forskere ved University of Minnesota i USA eggeskall som gjenstand for vitenskapelig forskning. De kunne fastslå at skallet er sterkere, jo mer magnesium det inneholder. Dette betyr at ved å endre sammensetningen av fôret til verpehøns, er det mulig å øke styrken på skallet.

Franske biologer tror at magnesium vil hjelpe leger i kampen mot en så alvorlig sykdom på 1900-tallet som overarbeid. Studier viser at blodet til trette mennesker inneholder mindre magnesium enn friske, og selv de mest ubetydelige avvikene av "magnesiumblod" fra normen passerer ikke sporløst.

Det er viktig å huske at i tilfeller der en person ofte og av en eller annen grunn er irritert, "brenner magnesiumet i kroppen ut". Derfor observeres forstyrrelser i hjertemusklenes funksjon mye oftere hos nervøse, lett eksitable mennesker.

Magnesium(lat. Magnesium), Mg, et kjemisk grunnstoff i gruppe II i Mendeleevs periodiske system, atomnummer 12, atommasse 24.305. Naturlig magnesium består av tre stabile isotoper: 24 Mg (78,60 %), 25 Mg (10,11 %) og 26 Mg (11,29 %). Magnesium ble oppdaget i 1808 av G. Davy, som utsatte fuktet magnesium (et lenge kjent stoff) for elektrolyse med en kvikksølvkatode; Davy mottok et amalgam, og fra det, etter destillasjon av kvikksølv, et nytt pulverisert metall kalt magnesium. I 1828 oppnådde den franske kjemikeren A. Bussy, ved å redusere smeltet magnesiumklorid med kaliumdamp, magnesium i form av små kuler med en metallisk glans.

Fordeling av magnesium i naturen. Magnesium er et karakteristisk element i jordens mantel; dens ultramafiske bergarter inneholder 25,9 vekt%. Magnesium er mindre i jordskorpen, dens gjennomsnittlige clarke er 1,87%; Magnesium dominerer i basiske bergarter (4,5 %), i granitter og andre sure bergarter er det mindre (0,56 %). I magmatiske prosesser er Mg 2+ en analog av Fe 2+, noe som forklares med nærheten til deres ioniske radier (henholdsvis 0,74 og 0,80 Å). Mg 2+ er sammen med Fe 2+ en del av olivin, pyroksener og andre magmatiske mineraler.

Magnesiummineraler er mange - silikater, karbonater, sulfater, klorider og andre. Mer enn halvparten av dem ble dannet i biosfæren - på bunnen av havene, innsjøer, i jord, etc.; resten er assosiert med høytemperaturprosesser.

Kraftig migrasjon og differensiering av magnesium er observert i biosfæren; her tilhører hovedrollen fysisk-kjemiske prosesser - oppløsning, utfelling av salter, sorpsjon av magnesium av leire. Magnesium holdes litt tilbake i det biologiske kretsløpet på kontinentene og kommer ut i havet med elveavrenning. I sjøvann er i gjennomsnitt 0,13 % magnesium mindre enn natrium, men mer enn alle andre metaller. Sjøvann er ikke mettet med magnesium og utfelling av dets salter forekommer ikke. Når vann fordamper i marine laguner, akkumuleres magnesiumsulfater og klorider i sedimenter sammen med kaliumsalter. Dolomitt samler seg i silt av noen innsjøer (for eksempel i Balkhash-sjøen). I industrien hentes magnesium hovedsakelig fra dolomitter, så vel som fra sjøvann.

Fysiske egenskaper av magnesium. Compact Magnesium er et skinnende sølvhvitt metall som anløper i luft på grunn av dannelsen av en oksidfilm på overflaten. Magnesium krystalliserer i et sekskantet gitter, a = 3,2028Å, c = 5,1998Å. Atomradius 1,60Å, ionradius Mg 2+ 0,74Å. Tettheten av magnesium er 1,739 g/cm3 (20 °C); t pl 651 °C; t kip 1107 °C. Spesifikk varmekapasitet (ved 20 °C) 1,04 10 3 J/(kg K), dvs. 0,248 cal/(g °C); termisk ledningsevne (20 ° C) 1,55 10 2 W / (m K), det vil si 0,37 cal / (cm sek ° C); den termiske koeffisienten for lineær ekspansjon i området 0-550 ° C bestemmes fra ligningen 25,0 10 -6 + 0,0188 t. Elektrisk resistivitet (20 °C) 4,5·10 -8 ohm·m (4,5 μΩ·cm). Magnesium er paramagnetisk, spesifikk magnetisk følsomhet er +0,5·10 -6, Magnesium er et relativt mykt og duktilt metall; dens mekaniske egenskaper er svært avhengig av prosesseringsmetoden. For eksempel, ved 20 ° C, er egenskapene til henholdsvis støpt og deformert magnesium preget av følgende verdier: Brinell hardhet 29,43 10 7 og 35,32 10 7 n / m 2 (30 og 36 kgf / mm 2), flytegrense 2, 45 10 7 og 8,83 10 7 n/m 2 (2,5 og 9,0 kgf/mm 2), strekkfasthet 11,28 10 7 og 19,62 10 7 n/m 2 (11,5 og 20,0 kgf/mm 2), . og 11,5 %.

Kjemiske egenskaper av magnesium. Konfigurasjonen av de ytre elektronene til magnesiumatomet er 3s 2 . I alle stabile forbindelser er magnesium bivalent. Kjemisk er magnesium et veldig aktivt metall. Oppvarming til 300-350 °C fører ikke til betydelig oksidasjon av kompakt magnesium, siden overflaten er beskyttet av en oksidfilm, men ved 600-650 °C antennes magnesium og brenner sterkt, og gir magnesiumoksid og delvis Mg 3 N 2 nitrid . Sistnevnte oppnås også ved å varme opp magnesium til ca. 500 °C i en nitrogenatmosfære. Med kaldt vann, ikke mettet med luft, reagerer magnesium nesten ikke, og fortrenger sakte hydrogen fra kokende vann; reaksjonen med damp starter ved 400°C. Smeltet magnesium i en fuktig atmosfære, frigjør hydrogen fra H 2 O, absorberer det; når metallet stivner, fjernes hydrogen nesten helt. I en hydrogenatmosfære danner magnesium MgH 2 ved 400-500 ° C.

Magnesium fortrenger de fleste metaller fra vandige løsninger av deres salter; standard elektrodepotensial for Mg ved 25 °C er 2,38 V. Magnesium reagerer med fortynnede mineralsyrer i kulde, men løses ikke opp i flussyre på grunn av dannelsen av en beskyttende film av uløselig MgF 2-fluorid. I konsentrert H 2 SO 4 og dets blanding med HNO 3 Magnesium er praktisk talt uløselig. Magnesium interagerer ikke med vandige løsninger av alkalier i kulde, men løses opp i løsninger av alkalimetallbikarbonater og ammoniumsalter. Kaustisk alkali utfeller magnesiumhydroksid Mg(OH) 2 fra saltløsninger, hvis løselighet i vann er ubetydelig. De fleste magnesiumsalter er svært løselige i vann, slik som magnesiumsulfat, svakt løselig MgF 2 , MgCO 3 , Mg 3 (PO 4) 2 og noen dobbeltsalter.

Ved oppvarming reagerer magnesium med halogener for å gi halogenider; med vått klor dannes MgCl 2 allerede i kulde. Når magnesium varmes opp til 500-600 ° C med svovel eller med SO 2 og H 2 S, kan MgS sulfid oppnås, med hydrokarboner - MgC 2 og Mg 2 C 3 karbider. Silicider Mg 2 Si, Mg 3 Si 2, fosfid Mg 3 P 2 og andre binære forbindelser er også kjent. Magnesium er et sterkt reduksjonsmiddel; når den varmes opp, fortrenger den andre metaller (Be, Al, alkali) og ikke-metaller (B, Si, C) fra deres oksider og halogenider. Magnesium danner en rekke organometalliske forbindelser, som bestemmer dens store rolle i organisk syntese. Magnesium legeringer med de fleste metaller og er grunnlaget for mange teknisk viktige lette legeringer.

Får magnesium. I industrien oppnås den største mengden Magnesium ved elektrolyse av vannfritt MgCl 2-klorid eller dehydrert karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O. Elektrolytten inneholder også Na-, K-, Ca-klorider og en liten mengde NaF eller CaF 2 . Innholdet av MgCl2 i smelten er ikke mindre enn 5-7%; mens elektrolysen fortsetter ved 720-750 °C, justeres sammensetningen av badet ved å fjerne en del av elektrolytten og tilsette MgCl2 eller karnalitt. Katoder er laget av stål, anoder er laget av grafitt. Smeltet magnesium, som flyter til elektrolyttoverflaten, fjernes periodisk fra katoderommet, som er atskilt fra anoderommet med en skillevegg som ikke når bunnen av badet. Sammensetningen av råmagnesium inkluderer opptil 2% urenheter; den raffineres i elektriske smeltedigelovner under et lag av fluss og helles i former. De beste karakterene av primært magnesium inneholder 99,8 % Mg. Den påfølgende rensingen av magnesium utføres ved vakuumsublimering: 2-3 sublimeringer øker renheten av magnesium til 99,999%. Anodeklor etter rensing brukes for å oppnå vannfri MgCl 2 fra magnesit, titantetraklorid TiCl 4 fra TiO 2 oksid og andre forbindelser.

Andre metoder for å oppnå magnesium er metall-termisk og karbon-termisk. I henhold til den første oppvarmes briketter av dolomitt og reduksjonsmiddel (ferrosilisium eller silisiumaluminium) kalsinert for fullstendig nedbrytning ved 1280-1300°C i vakuum (resttrykk 130-260 N/m 2, dvs. 1-2 mm Hg). Magnesiumdamp kondenserer ved 400-500 °C. For rensing smeltes den ned under fluss eller i vakuum, hvoretter den helles i former. I henhold til den karbontermiske metoden oppvarmes briketter fra en blanding av kull med magnesiumoksid i elektriske ovner over 2100 ° C; Magnesiumdamp destilleres av og kondenseres.

Bruk av magnesium. Det viktigste bruksområdet for metallisk magnesium er produksjon av legeringer basert på det. Magnesium er mye brukt i metallotermiske prosesser for å oppnå vanskelige og sjeldne metaller (Ti, Zr, Hf, U og andre), Magnesium brukes til deoksidering og avsvovling av metaller og legeringer. Blandinger av magnesiumpulver med oksidasjonsmidler tjener som belysnings- og brannsammensetninger. Magnesiumforbindelser er mye brukt.

Magnesium i kroppen. Magnesium er en konstant del av plante- og dyreorganismer (i tusendeler - hundredeler av en prosent). Magnesiumkonsentratorer er noen alger som akkumulerer opptil 3 % Magnesium (i aske), noen foraminiferer – opptil 3,5 %, kalkholdige svamper – opptil 4 %. Magnesium er en del av det grønne pigmentet til planter - klorofyll (den totale massen av klorofyll av jordens planter inneholder omtrent 100 milliarder tonn magnesium), og finnes også i alle celleorganeller av planter og ribosomer av alle levende organismer. Magnesium aktiverer mange enzymer, sammen med kalsium og mangan, sikrer stabiliteten i strukturen til kromosomer og kolloidale systemer i planter, og er med på å opprettholde turgortrykket i cellene. Magnesium stimulerer inntaket av fosfor fra jorda og dets absorpsjon av planter; i form av et salt av fosforsyre er det en del av fytin. Magnesiummangel i jord forårsaker marmorering av blader i planter, planteklorose (i slike tilfeller brukes magnesiumgjødsel). Dyr og mennesker får magnesium fra mat. Daglig menneskelig behov for magnesium - 0,3-0,5 g; i barndommen, så vel som under graviditet og amming, er dette behovet høyere. Det normale innholdet av magnesium i blodet er ca. 4,3 mg%; med økt innhold observeres døsighet, tap av følsomhet og noen ganger lammelse av skjelettmuskulaturen. I kroppen akkumuleres magnesium i leveren, deretter går en betydelig del av det inn i bein og muskler. I muskler er magnesium involvert i aktiveringen av anaerob karbohydratmetabolisme. Antagonist av magnesium i kroppen er kalsium. Brudd på magnesium-kalsiumbalansen observeres i rakitt, når magnesium går fra blodet inn i beinene og fortrenger kalsium fra dem. Mangel på magnesiumsalter i maten forstyrrer nervesystemets normale eksitabilitet, muskelsammentrekning. Storfe med mangel på magnesium i fôret blir syke av den såkalte gress-tetanien (muskelrykninger, vekst i lemmer). Magnesiummetabolismen hos dyr reguleres av parathyreoideahormonet, som senker magnesiuminnholdet i blodet, og prolan, som øker magnesiuminnholdet. Av magnesiumpreparatene i medisinsk praksis bruker de: magnesiumsulfat (som beroligende, krampestillende, krampeløsende, avføringsmiddel og koleretisk middel), brent magnesium (magnesiumoksid) og magnesiumkarbonat (som alkali, mildt avføringsmiddel).