Magnezijum

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Magnezijum
CSIRO ScienceImage 2893 Crystalised magnesium.jpg
Opšta svojstva
Ime, simbolmagnezijum, Mg
Izgledsjajan siv čvrsti materijal
U periodnom sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Be

Mg

Ca
natrijummagnezijumaluminijum
Atomski broj (Z)12
Grupa, periodagrupa 2 (zemnoalkalni metali), perioda 3
Bloks-blok
Kategorija  zemnoalkalni metal
Rel. at. masa (Ar)[24,304, 24,307] konvencionalna: 24,305
El. konfiguracija[Ne] 3s2
po ljuskama
2, 8, 2
Fizička svojstva
Agregatno stanječvrst
Tačka topljenja923 K ​(650 °‍C, ​1202 °F)
Tačka ključanja1363 K ​(1091 °‍C, ​1994 °F)
Gustina pri s.t.1,738 g/cm3
tečno st., na t.t.1,584 g/cm3
Toplota fuzije8,48 kJ/mol
Toplota isparavanja128 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet24,869 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 701 773 861
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 971 1132 1361
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja+2, +1[1]
(jako bazan oksid)
Elektronegativnost1,31
Energije jonizacije1: 737,7 kJ/mol
2: 1450,7 kJ/mol
3: 7732,7 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus160 pm
Kovalentni radijus141±7 pm
Valsov radijus173 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Ostalo
Kristalna strukturazbijena heksagonalna (HCP)
Hexagonal close packed kristalna struktura za magnezijum
Brzina zvuka tanak štap4940 m/s (na s.t.)
Topl. širenje24.8 µm/(m·K) (na 25 °‍C)
Topl. vodljivost156 W/(m·K)
Električna otpornost43.9 nΩ·m (na 20 °‍C)
Magnetni rasporedparamagnetičan
Magnetna susceptibilnost (χmol)+13.1·10−6 cm3/mol (298 K)[2]
Jangov modul45 GPa
Modul smicanja17 GPa
Modul stišljivosti35,4[3] GPa
Poasonov koeficijent0,290
Mosova tvrdoća1–2,5
Brinelova tvrdoća44–260 MPa
CAS broj7439-95-4
Istorija
Imenovanjepo Magneziji, Grčka
OtkrićeDžozef Blek (1755)
Prva izolacijaHamfri Dejvi (1808)
Glavni izotopi
izo RA poluživot (t1/2) TR PR
24Mg 79.0% stabilni
25Mg 10.0% stabilni
26Mg 11.0% stabilni
referenceVikipodaci
Magnezijumova šipka

Magnezijum (Mg, lat. magnesium), zemnoalkalni je metal IIA grupe atomskog broja 12.[4] Gradi 2+ jone. Oksidacioni broj magnezijuma u jedinjenjima je isključivo +2, uz vrlo retke izuzetke gde ima oksidacioni broj +1.[5] Ima najnižu temperaturu topljenja u grupi zemnoalkalnih metala. Stabilni izotopi magnezijuma su: 24Mg, 25Mg i 26Mg. On je osmi najrasprostranjeniji element u Zemljinoj kori[6][7] i deveti generalno u poznatom svemiru.[8][9] Magnezijum je četvrti po rasprostranjenosti element na Zemlji u globalu (iza željeza, kiseonika i silicijuma), čini oko 13% ukupne mase planete Zemlje i ima najveći udeo u plaštu Zemlje. Relativno velika zastupljenost magnezijuma na Zemlji je povezana sa činjenicom da se on lako stvara pri supernovnom raspadu zvezda putem sekvencijalnog dodavanja tri jezgra atoma helijuma na ugljenik (koji je takođe napravljen iz tri jezgra atoma helijuma). Zbog velike rastvorljivosti magnezijumovih jona u vodi, on je i treći po zastupljenosti rastvoreni element u svetskim morima.[10] Magnezijum se stvara u zvezdama većim od tri sunčeve mase putem fuzije helijuma i neona u alfa procesu pri temperaturama iznad 600 megakelvina.

U elementarnom stanju (kao metal) se ne može naći u prirodi na Zemlji jer je veoma reaktivan. Kada se izdvoji u elementarnom stanju stajanjem na vazduhu vrlo brzo se oksiduje te se njegova površina prekrije tankim slojem oksida (pasivizira se). U obliku metalnog praha gori uz karakterističan blešteći beli plamen, što ga čini čestim sastojkom za pirotehničke sprave i rakete. Ovaj metal se danas najčešće dobija elektrolizom magnezijumovih soli izolovanih iz slane vode. Komercijalno, magnezijum se najčešće koristi za legiranje drugih metala te proizvodnju legure aluminijuma i magnezijuma poznatije kao magnalijum ili magnelijum. Pošto je magnezijum oko trećine lakši od aluminija (ima manju gustinu[11]) ove legure se cene zbog svoje relativne lakoće i čvrstoće. U ljudskom telu, magnezijum je jedanaesti najzastupljeniji element po masi. Njegovi joni su nezamenjivi za sve žive ćelije, gde oni vrše važnu ulogu u manipulaciji važnih bioloških polifosfatnih jedinjenja poput ATP, DNK i RNK. Postoje stotine enzima kojima su magnezijumovi joni neophodni za funkcionisanje. Jedinjenja magnezijuma se koriste u medicini kao laksativi, antacidi (npr. mleko magnezijuma) te u brojnim drugim situacijama kada je neophodna stabilizacija neuobičajenog nadražaja nekog nerva ili kada je potrebno grčenje krvnih sudova (npr. pri tretmanu eklampsije). Magnezijumovi joni su generalno kiselog okusa i u niskim koncentracijama mogu pomoći pri ublažavanju oporosti prirodne mineralne vode. U biljkama, magnezijum je metalni jon u centru molekula hlorofila i zato je čest dodatak veštačkim đubrivima.[12]

Činjenicu da je magnezijum poseban element prvi je utvrdio Josef Blek, a u čistom obliku je dobijen tek 1808. godine od strane Hamfri Dejvija.

Istorija[uredi]

Ime metala magnezijuma potiče od starogrčkog naziva za distrikt u Tesaliji zvani Magnezija. Naziv mu je u vezi sa magnetitom i manganom koji takođe potiču iz ovog područja, a danas označavaju sasvim druge supstance. Godine 1618. farmer u Epsomu u Engleskoj je pokušao da napoji krave vodom iz jednog izvora. Međutim, krave su odbile da piju tu vodu zbog njenog gorkog ukusa, a farmer je primetio da voda zaceljuje rane i povrede. Supstanca je postala poznata kao Epsom so, a njena slava se proširila. Kasnije je supstanca identifikovana kao hidratizovani magnezijum-sulfat MgSO4·7 H2O.

Da je magnezijum poseban element prvi je utvrdio Džozef Blek, a metal kakav se danas poznaje prvi je otkrio Hamfri Dejvi u Engleskoj 1808. godine. On je koristio elektrolizu mešavine magnezijuma i živa-oksida[13]. Antoan Busi je 1831. godine uspeo da dobije koherentni oblik magnezijuma. Dejvi je predložio da se ovaj element nazove magnijum[13], međutim danas se koristi naziv magnezijum.

Zastupljenost i dobijanje[uredi]

Magnezijum je zastupljen u zemljinoj kori u količini od 2,74%. U prirodi se magnezijum veoma često nalazi vezan u vidu silikata, ali sa stanovništa dobijanja najvažniji minerali su mu: dolomita, magnezita, karnalita, kalcita i karbonata. U morskoj vodi je zastupljen u količini od 1200 ppm (engl. parts per million), u obliku rastvora soli Mg2+.

Namirnice koje su najbogatije magnezijumom su (u 100 grama namirnica):

Jedinjenja[uredi]

Najvažnija magnezijumova jedinjenja su: magnezijum oksid (MgO) magnezijum hidroksid (Mg(OH)2) i njegove soli. Vodeni rastvori u kojima je velika koncentracija Mg2+ imaju gorak ukus.[14]

Legure magnezijuma i bakra su veoma izdržljive mehanički sa jednom od najmanjih gustina među legurama.

Osobine[uredi]

Elementarni magnezijum je čvrst, srebrenast metal, veoma male gustine (dve trećine gustine aluminijuma). Metalni magnezijum se veoma lako oksiduje na vazduhu, ali slično kao i kod aluminijuma proces korozije magnezijuma se zaustavlja zbog pasivizacije. Međutim, za razliku od drugih alkalnih metala, za čuvanje magnezijuma nije neophodna okolina bez kiseonika, jer se pasivizirani sloj vrlo teško uklanja. Kao i njegov komšija iz periodnog sistema, kalcijum, čist magnezijum veoma lako reaguje sa vodom na sobnoj temperaturi gradeći hidroksid, mada se ta reakcija odvija daleko sporije nego kod kalcijuma. Kada se potopi u vodu, na površini magnezijuma pojavljuju se mehurići vodonika, mnogo brže ako je magnezijum u prahu. Na višim temperaturama, reakcija je mnogo brža. Sposobnost magnezijuma da reaguje sa vodom može biti iskorištena za proizvodnju energije i pokretanje mašina na bazi magnezijuma. Magnezijum egzotermno reaguje sa većinom kiselina, poput hlorovodonične kiseline (HCl). Kao i sa aluminijem, cinkom i mnogim drugim metalima, reakcija sa hlorovodičnom kiselinom daje hloride metala i otpušta vodonik kao gas. Magnezijum redukuje većinu oksida čak i ugljen(IV) oksid. Magnezijum gori u ugljenik(IV) oksidu (koji služi za gašenje požara) i redukuje ga, pri čemu se stvara MgO i oslobađa se ugljenik u vidu čađi.

Magnezijum je izuzetno zapaljiv metal. Lako se može zapaliti ako je u obliku praha ili izrezan u tanke pločice, a mnogo teže se može zapaliti u obliku većeg, kompaktnijeg predmeta. Jednom zapaljen, vrlo teško se može ugasiti, a može da gori i u atmosferi azota (stvarajući magnezijum-nitrid), ugljenik-dioksida (dajući magnezijum-oksid i ugljenik) te u vodi (dajući magnezijum-oksid i vodonik). Ova osobina se koristila u zapaljivom oružju u Drugom svetskom ratu, naročito u zapaljivim avionskim bombama. Jedina odbrana od požara kod takve vrste bombe bila je gašenje vatre suvim peskom da bi se onemogućio dotok kiseonika. Sagorevajući u vazduhu, magnezijum proizvodi blešteće belo svetlo kao i snažno ultraljubičasto. Prah magnezijuma se nekad koristio kao izvor osvetljenja u ranim danima fotografije. Kasnije, magnezijumove trake su korištene za električno pobuđivanje sijalica za bliceve. Prah magnezijuma se koristi za proizvodnju vatrometa te za signalne pomorske baklje gde se traži bleštava bela svetlost. Temperatura plamena magnezijuma i njegovih legura može dostići oko 3100 °C,[15] ali je visina koju dostiže plamen iznad gorućeg metala obično manja od 300 mm.[16] Magnezijum se može koristiti i kao izvor paljenja termita, mešavine aluminijuma i praha željezo oksida koji je drugim načinima vrlo teško zapaliti. Ova osobina magnezijuma se manifestuje zbog velike specifične toplote magnezijuma, po čemu je četvrti među metalima.

Jedinjenja magnezijuma su uglavnom u obliku belih kristala. Većina njih je rastvorljiva u vodi, kojoj jon magnezijuma Mg2+ daje kiseli, opor ukus. Manje količine rastvorenih jona magnezijuma doprinose oporosti i ukusu prirodnih voda. Joni magnezijuma u većim količinama su jonski laksativi, a ponekad se u ove svrhe koristi i magnezijum-sulfat (poznat i kao epsom so). Takozvano mleko magnezijuma je vodena suspenzija nekog od malobrojnih nerastvorljivih magnezijumevih spojeva, magnezijum-hidroksida. Svoj naziv duguje nerastvorenim česticama koje zbog kojih izgleda poput mleka. Mleko magnezijuma je blaga baza koja se često koristi kao antacid sa laksativnim propratnim efektima. Katjoni Mg2+ spadaju u V analitičku grupu kationa.

Izotopi[uredi]

Magnezijum ima tri stabilna izotopa: 24Mg, 25Mg i 26Mg. Svi su prisutni u značajnim količinama. Oko 79% magnezijuma u prirodi je izotop 24Mg. Izotop 28Mg je radioaktivan, a od 1950-ih do 1970-ih su ga proizvodile neke nuklearne elektrane za potrebe naučnih eksperimenata. Ovaj izotop ima relativno kratko vreme poluraspada (oko 21 sat), tako da je njegova upotreba ograničena vremenom isporuke. Izotop 26Mg je pronašao primenu u izotopskoj geologiji, slično kao i aluminijum. Ovaj izotop je radiogenski proizvod („kćerka”) izotopa 26Al, čije je vreme poluraspada oko 717 hiljada godina. Veliko obogaćivanje stabilnog 26Mg je uočeno u inkluzijama bogatim kalcijem i aluminijem u nekim ugljeničnim hondritima. Neuobičajeni sadržaj izotopa 26Mg je objašnjen raspadom njegovog prethodnika 26Al u inkluzijama. Stoga se smatra da je takav meteorit formiran u zvezdanim nebulama pre nego što se 26Al raspao. Ovi fragmenti se smatraju jednim od najstarijih objekata u Sunčevom sistemu te su u njima sadržani podaci o ranoj istoriji svemira.

Uobičajeno je da se prikazuje 26Mg/24Mg u poređenju sa odnosom Al/Mg. Na skali izohronog datiranja, odnos Al/Mg se prikazuje u vidu 27Al/24Mg. Ugao izohrone linije ne ukazuje na značajniji pokazatelj starosti, ali pokazuje početni odnos 26Al/27Al u uzorku kada su se sistemi odvojili od zajedničkog išodišta.

Primena[uredi]

Kao redukciono sredstvo magnezijum se koristi za dobijanje metala iz njihovih oksida, kao i za katodnu zaštitu metala od korozije. Legure magnezijuma sa bakrom se koriste u avio-industriji kao i u kosmičkoj industriji, tamo gde su legure titanijuma i aluminijuma suviše teške. U sličnim situacijama se koriste i legure aluminijuma sa magnezijumom.

Biološki značaj[uredi]

Magnezijum ulazi u sastav hlorofila, joni magnezijuma igraju bitnu ulogu u održanju osmotskog pritiska u krvi i drugim tkivima i u prosleđivanju impulsa u nervnom sistemu.

Dnevne potrebe za magnezijumom kod odraslog čoveka iznose između 300-400 mg i premda magnezijuma u prirodnoj sredini ima u namirnicama koje koristi čovek, magnezijuma je sve manje zbog đubrenja hemijskim jedinjenjima koja sadrže kalijum. Među posledice nedostatka magnezijuma spadaju i: prekomerna upotreba alkohola, stres, prekomerno korišćenje masnih namirnica, propadanje bubrega.

Pokazatelji nedostatka magnezijuma mogu da biti: nagla vrtenja u glavi, glavobolja, nesanica, znojenje noću, porast opadanja kose, lomljenje noktiju, kvarenje i lomljenje zuba, problemi sa srcem, mučnina, povraćanje, grčevi i slabost/bolovi mišića, usporenost, klonulost, uznemirenost, nervoza...

Vidi još[uredi]

Reference[uredi]

  1. ^ Bernath, P. F.; Black, J. H. & Brault, J. W. (1985). „The spectrum of magnesium hydride” (PDF). Astrophysical Journal. 298: 375. Bibcode:1985ApJ...298..375B. doi:10.1086/163620. Arhivirano iz originala (PDF) na datum 11. 1. 2012. Pristupljeno 15. 2. 2019. 
  2. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  3. ^ K. A. Gschneider, Solid State Phys. 16, 308 (1964)
  4. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  5. ^ Green, S. P.; Jones C.; Stasch A. (decembar 2007). Stable Magnesium(I) Compounds with Mg-Mg Bonds. Science 318 (5857): 1754–1757
  6. ^ „Abundance and form of the most abundant elements in Earth's continental crust” (PDF). Pristupljeno 15. 2. 2008. 
  7. ^ David R. Lide, ed., CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, CRC Press, Boca Raton, FL, 2005, str. 4-18
  8. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3 izd.). Prentice Hall. str. 305—306. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  9. ^ Russell, Ash (2005). The Top 10 of Everything 2006: The Ultimate Book of Lists. Dk Pub. ISBN 978-0-7566-1321-1. Arhivirano iz originala na datum 10. 2. 2010. Pristupljeno 15. 2. 2019. 
  10. ^ Anthoni, J Floor (2006). „The chemical composition of seawater”. 
  11. ^ Wrought Magnesium Components for Automotive Chassis Applications
  12. ^ „Magnesium in health”. magnesium.com. Pristupljeno 10. 10. 2013. 
  13. 13,0 13,1 Davy, H. (1808). „Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia”. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 98: 333—370. Bibcode:1808RSPT...98..333D. JSTOR 107302. doi:10.1098/rstl.1808.0023. 
  14. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  15. ^ Dreizin, Edward L.; Berman, Charles H. and Vicenzi, Edward P. (2000). „Condensed-phase modifications in magnesium particle combustion in air”. Scripta Materialia. 122: 30—42. doi:10.1016/S0010-2180(00)00101-2. 
  16. ^ DOE Handbook – Primer on Spontaneous Heating and Pyrophoricity. U.S. Department of Energy. 1. 12. 1994. str. 20. Arhivirano iz originala na datum 15. 4. 2012. Pristupljeno 21. 12. 2011. 

Spoljašnje veze[uredi]